Общая и неорганическая химия

ИТОГОВАЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

В процессе изучения дисциплины студент-заочник выполняет контрольную работу

и проходит по ним устное собеседование с преподавателем. К выполнению контрольной

работы приступают в момент, когда изучена теоретическая часть курса и разобраны

решения типовых задач. При выполнении контрольной работы рекомендуется:

 изучить теоретические положения, соответствующие содержанию работы;

 наметить цель решения, уяснить смысл задания и величин, в него входящих;

 грамотно выполнить вычисления, строго соблюдая систему единиц (СИ);

 уяснить смысл полученных результатов вычисления, сделать выводы;

 быть готовым к устной беседе с преподавателем по вопросам, рассмотренным

вами в контрольной работе.

Контрольная работа включает в себя пять теоретических вопросов и пять расчетных

задач. Ответы на теоретические вопросы излагаются кратко и по существу. При решении

задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.

Варианты контрольных заданий

№

варианта

Номер задания

1 1 11 21 31 41 51 61 71 81 91

2 2 12 22 32 42 52 62 72 82 92

3 3 13 23 33 43 53 63 73 83 93

4 4 14 24 34 44 54 64 74 84 94

5 5 15 25 35 45 55 65 75 85 95

6 6 16 26 36 46 56 66 76 86 96

7 7 17 27 37 47 57 67 77 87 97

8 8 18 28 38 48 58 68 78 88 98

9 9 1 29 39 49 59 69 79 89 99

10 10 20 30 40 50 60 70 80 90 10

Контрольные задания

1. Основные законы химии: закон сохранения массы веществ, закон постоянства состава

веществ; закон Авогадро и следствия из него; Эквивалент вещества. Закон

эквивалентов.

2. Классификация неорганических веществ.

3. Оксиды, их классификация, номенклатура, основные химические свойства.

4. Соли, их классификация, номенклатура, основные химические свойства.

5. Гидроксиды: кислотные (кислоты) и основные (основания). Номенклатура,

химические свойства кислот и оснований. Реакция нейтрализации.

6. Классификация химических реакций: по типу взаимодействия, тепловому эффекту,

направлению, изменению степеней окисления.

7. Современные представления о строении атома.

8. Строение электорнных оболочек атома: энергетические уровни и подуровни, формы

атомных орбиталей. Последовательность заполнения энергетических уровней и

подуровней. Электорнные и электронно-графические формулы на примере элементов

1-4 периода.

9. Открытие Д.И.Менделеевым периодического закона.

10. Структура периодической таблицы

11. Современная формулировка периодического закона. Причина периодического

изменения свойств элементов.

12. Основные типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая.

13. Виды и свойства ковалентной связи, способы её образования.

14. Скорость химической реакции, её зависимость от различных факторов.

15. Понятие о катализе: катализаторы и ингибиторы.

16. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия.

17. Степень окисления. Окислители и восстановители. Виды окислительно-

восстановительных реакций.

18. Окислительно-восстановительные процессы в природе и технике.

19. Общая характеристика растворов. Растворимость веществ в воде. Сольватация.

Способы выражения состава растворов.

20. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Механизм диссоциации.

21. Гидролиз солей.

22. Степень диссоциации, слабые и сильные электролиты.

23. Электролиз, как окислиетльно-восстановительный процесс. Катодные и анодные

процессы.

24. Общая характеристика неметаллов: положение неметаллов в ПСХЭ, общие

физические и химические свойства.

25. Общая характеристика галогенов: электронное строение атомов, валентность и

степени окисления в соединениях, распространенность в природе, физические и

химические свойства. Способы получения и области применения.

26. Общая характеристика кислорода и серы. Аллотропные видоизменения кислорода и

серы.

27. Соединения серы: сероводород и сероводородная кислота, оксиды серы (IV и VI).

Сернистая кислота и ее соли.

28. Серная кислота. Физические и химические свойства серной кислоты. Промышленные

способы получения серной кислоты.

29. Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы: общая

электронная формула, степени окисления, простые вещества. Водородные соединения

и их восстановительные свойства.

30. Кислородные соединения азота.

31. Фосфор. Аллотропные формы фосфора. Важнейшие соединения фосфора. Фосфорные

удобрения.

32. Электронное строение углерода, кремния. Характерные степени окисления.

Распространенность в природе и аллотропия. Физические и химические свойства.

33. Углерод. Простые вещества и аллотропные формы. Почему алмаз и графит,

образованные углеродом резко отличаются по физическим свойствам?

Восстановительные свойства. Карбиды.

34. Общая характеристика металлов: положение в ПСХЭ, особенности строения атомов

металлов.

35. Металлы - простые вещества: внутреннее строение металлов, основные физические и

химические свойства.

36. Техническая классификация металлов.

37. Щелочные металлы-электронное строение атомов металлов, восстановительные

способности, важнейшие физические и химические свойства

38. Получение щелочных металлов. Важнейшие соединения щелочных металлов. Их

применение.

39. Общий обзор свойств металлов подгруппы меди: медь, серебро, золото.

40. Щелочночно-земельные металлы, электронное строение атомов и степень окисления.

Основные физические и химические свойства.

41. Жесткость воды. Временная и постоянная жесткость. Способы умягчения воды.

42. Электронное строение цинка, кадмия и ртути. Физические и химические свойства.

Амфотерность оксида и гидроксида цинка

43. Металлы III и IV групп. Электронное строение металлов. Распространенность в

природе. Физические и химические свойства. Амфотерность оксидов и гидроксидов.

44. Алюминий: открытие, свойства, применение. Производство алюминия. Сплавы на

основе алюминия.

45. Германий – элемент радиоэлектроники.

46. Металлы VI и VII групп. Распространенность в природе. Получение. Физические и

химические свойства . Применение

47. Металлы VIII группы. Электронное строение элементов семейства железа. Общая

характеристика. Свойства. Оксиды и гидроксиды железа. Соли железа. Применение и

получение железа. Качественные реакции обнаружения ионов железа (2+ и 3+).

48. Распространение железа в природе. Важнейшие руды железа.

49. Черная металлургия. Промышленное производство железа. Состав, свойства и

применение чугуна и стали.

50. Платиновые металлы. Электронное строение и степени окисления. Взаимодействие с

кислотами. Хлориды и оксиды. Применение в технике.

51. Сколько молей составляет: а) 4,9г серной кислоты;

б) 4г гидроксида калия; в) 36г хлорида натрия? Какое количество молекул соответствует

этой массе?

52. Сколько молей составляет: а)14,2г оксида фосфора; б)36г воды; в)17,1г сульфата

алюминия? Какое количество вещества соответствует этой массе?

53. Рассчитайте число молекул содержащееся в а) 4г азота; б) 4г оксида углерода(IV).

54. Какое количество вещества составляет 3,011023 атомов фосфора? Какой массе это

число молекул соответствует?

55. Составьте формулы соответствующих оксидов для гидроксидов: Fe(OH)3, RbOH,

H2SO4.

56. Составьте формулы соответствующих оксидов для гидроксидов: Fe(OH)2, H2CrO4,

Sb(OH)3.

57. Составьте формулы соответствующих оксидов для гидроксидов: CuOH, H2SiO3,

Cr(OH)3.

58. Составьте формулы солей, которые могут образовываться при взаимодействии

гидроксидов: Мg(OH)2, H2СO3.

59. Составьте формулы солей, которые могут образовываться при взаимодействии

гидроксидов: Мg(OH)2, H2СO3. Дайте названия всем соединениям.

60. Составьте формулы солей, которые могут образовываться при взаимодействии

гидроксидов: Мg(OH)2, H2СO3. Дайте названия всем соединениям.

61. Составьте формулы солей, которые могут образовываться при взаимодействии

гидроксидов: Сu(OH)2, H3PO4. Дайте названия всем соединениям.

62. Напишите электронную формулу атома химического элемента с порядковым номером

17. Почему он относится к р-элементам?

63. Напишите электронную формулу атома химического элемента с порядковым номером

12. Почему он относится к s-элементам?

64. По указанной электронной конфигурации 1s22s22p63s2 3p3 определите: место элемента

в ПСХЭ (порядковый номер, период, группу, подгруппу); возможные степени

окисления элемента и запишите несколько соединений элемента с этими степенями

окисления. Назовите соединения.

65. По указанной электронной конфигурации 1s² 2s² 2p³определите: место элемента в

ПСХЭ (порядковый номер, период, группу, подгруппу); возможные степени

окисления элемента и запишите несколько соединений элемента с этими степенями

окисления. Назовите соединения.

66. Напишите полные электронные формулы и изобразите электронно-графические

формулы атома углерода в нормальном и возбужденном состоянии.

67. Составьте схему образования и электронные формулы следующих молекул: N2; O2;

NH3; CO2;SiF4. Укажите тип связи в этих соединениях.

68. Составьте схему образования и электронные формулы следующих молекул: Сl2; HF;

PCl3; H2S; AlF3. Укажите тип связи в этих соединениях.

69. Как изменится скорость химической реакции 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O, если увеличить

в 3 раза: а) концентрацию кислорода; б) концентрацию хлороводорода. Ответ

подтвердите расчетами.

70. Во сколько раз возрастёт скорость реакции при повышении температуры от 40 до 75

0С? Температурный коэффициент равен 3,9.

71. В какую сторону сместится равновесие при понижении температуры и давления в

следующих системах: а) 2NO2 2NO + O2 – Q; б) 2CO + O2 2CO2 + Q.

72. Уравняйте предложенные схемы реакций методом электронного баланса:

СuO + Al Сu + Al2O3

Al + H2SO4Al2(SO4)3 + H2S + H2O

73. Уравняйте предложенные схемы реакций методом электронного баланса:

Сu2O + C Сu + CO

Mg + HNO3Mg(NO3)2 + N2 + H2O

74. Уравняйте предложенные схемы реакций методом электронного баланса:

MgO + C Мg + CO2

K2Cr2O7  K2CrO4 + Сr2O3 + O2

75. Рассчитайте молярную концентрацию (мольл) растворённого вещества по данным:

76. Рассчитайте молярную концентрацию (мольл) растворённого вещества по данным:

77. Рассчитайте массовую долю растворенного вещества (%):

а б

Масса вещества, г 5,98 2,37

Масса воды, г 95 118

78. Рассчитайте массовую долю растворенного вещества (%):

а б

Масса вещества, г 15,82 27,24

Масса воды, г 225 450

79. Напишите возможныеуравнения диссоциации веществ: LiCl;Cu(NO3)2;

Li2O;Li2SO4,Cu(OH)2.

80. Напишите уравнения следующих реакций, протекающих в водных растворах, в

молекулярной и ионной формах:

а) Ba(NO3)2+CO2+H2O

б) Fe2(SO4)3+2K3PO4

81. Напишите уравнения следующих реакций, протекающих в водных растворах, в

молекулярной и ионной формах:

а) 2КОН + СuCl2

а б

Вещество Ва(OH)2 FeSO4

Масса вещества, г 2,6 4,7

Масса воды, г 300 450

а б

Вещество KI NH4Cl

Масса вещества, г 6,8 10,2

Масса воды, г 700 850

б) CaCl2 + K2CO3

82. Почему хлор способен к реакциям диспропорционирования (самоокисления-

самовосстановления)? Ответ подтвердите уравнениями окислительно-

восстановительных реакций.

83. В лаборатории получают кислород прокаливанием НgOиKClO3Составтьте уравнения

окислительно-восстановитльных реакций. Определите объем кислорода, полученный

из 2 моль каждого реагента.

84. Составьте уравнения реакций, которые надо провести, для осуществления следующих

превращений: FeSH2SSSO2BaSO3BaSO4. Окислительно-

восстановительные реакции уравняйте методом электронного баланса. Реакции

ионного обмена запишите в молекулярно-ионном виде.

85. В каком газообразном соединении азот проявляет низшую степень окисления?

Напишите уравнения реакций получения этого соединения: а) при взаимодействии

хлорида аммония с гидроксидом кальция; б) разложения нитрида магния с водой.

86. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3,Н3РО4, Н3РО3, определите,

какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может

проявлять окислительно-восстановитльные свойства.Почему? ответ подтвердите

уравнениями окислительно-восстановитльных реакций, уравняв их методом

электронного баланса.

87. Как получают диоксид углерода в промышленности и лаборатории? Составьте

уравнения реакций, которые надо провести, для осуществления следующих

превращений: NaHCO3CO2CaCO3Ca(HCO3)2. Реакции ионного обмена

запишите в молекулярно-ионном виде.

88. Какие из солей угольной кислоты имеют наибольшее практическое применение? Как

получают кальцинированную соду (Na2CO3) в промышленности?

89. Как получают негашеную игашеную известь, известковую воду? При пропускании

диоксида углерода через известковую воду образуется осадок, который при

дальнейшем пропускании СО2 растворяется. Дайте объяснение этому zвлению.

Приведите уравнения соответствующих реакций в молекулярно-ионном виде, там где

это необходимо.

90. Составьте уравнения реакций, которые надо провести, для осуществления следующих

превращений:CuCu(NO3)2Cu(OH)2CuCl2.

91. Окислительно-восстановительные реакции уравняйте методом электронного баланса.

Реакции ионного обмена запишите в молекулярно-ионном виде.

92. Алюминий в промышленности получают электролизом глинозема (Аl2O3). Составьте

схему электролиза этого процесса, написав электронные уравнения катодного и

анодного процессов.

93. В виде каких веществ встречается олово и свинец в природе? Напишите уравнения

реакций, протекающие при получении олова и свинца.

94. Сколько необходимо оксида вольфрама (IV) и водорода для получения 1кг.

вольфрама?

95. Составьте уравнения реакций, которые надо провести, для осуществления следующих

превращений: МnMnCl2Mn(OH)2Mn(OH)4. Окислительно-восстановительные

реакции уравняйте методом электронного баланса.

96. В виде каких веществ встречается кобальт и никель в природе? Напишите уравнения

реакций, протекающие при получении олова и свинца.

97. Составьте уравнения реакций, которые надо провести, для осуществления следующих

превращений: Na2Cr2O7Na2CrO4Na2Cr2O7CrCl3. Окислительно-

восстановительные реакции уравняйте методом электронного баланса.

98. Какую степень окисления проявляет железо в соединениях? Как можно обнаружить

ионы Fe+2 и Fe+3 в растворе? Составьте молекулярные и ионные уравнения этих

реакций.

99. Рассчитайте сколько необходимо оксида железа (II), содержащего 15% примесей, и

кокса, содержащего 5% примесей, для получения 1кг. железа.

100. Составьте окислительно-восстановительную реакцию растворения: а) платины в

царской водке, если платина окисляется до +4; б) осмия со фтором, если осмий

окисляется до +8.