Примеры задач для контрольных работ
1. Вычислите мольную массу ацетона, если масса 500 мл его паров при 87ºС и давлении 96 кПа равна 0,93 г.
2. Вещество содержит 27 % кремния и 73 % фтора. Плотность по водороду равна 52. Выведите формулу вещества.
3. Рассчитайте молярную массу эквивалента кислоты, если на нейтрализацию 0,009 кг ее израсходовано 0,008 кг гидроксида натрия.
4. Составьте электронно-графическую схему атома элемента с порядковым номером 39, напишите его электронную формулу. Для электронов внешнего уровня элемента укажите значения квантовых чисел. К какому электронному семейству относится элемент? Сколько валентных электронов имеет атом? Какую валентность может проявлять атом этого элемента? Охарактеризуйте атомное ядро этого элемента.
5. Объясните изменение атомного радиуса и первой энергии ионизации в указанном ряду элементов. Как изменяются металлические (неметаллические) свойства элементов в ряду? Составьте полные электронные формулы атомов этих элементов, покажите распределение электронов по квантовым ячейкам.
| Элемент | Атомный радиус, Å | Первая энергия ионизации, эВ |
| O | 0,73 | 13,61 |
| F | 0,72 | 17,42 |
| Ne | 0,70 | 21,56 |
6. С точки зрения метода валентных связей (МВС) объясните строение молекулы AsCl 3 и ее геометрическую форму (тригональная пирамида). Укажите тип гибридизации орбиталей центрального атома, изобразите перекрывание орбиталей и определите, полярна ли частица.
7. Для реакции СН4 (г) + 2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (г) определите:
а) стандартный тепловой эффект реакции; поглощается или выделяется тепло в ходе процесса?
б) знак изменения энтропии процесса
в) изменение энергии Гиббса при Т=400 К (зависимостью ΔНº и ΔSº от температуры пренебречь); что можно сказать о самопроизвольности протекания реакции при данной температуре?
8. Реакция протекает по уравнению Na2S2O3 (ж) + H2SO4 (ж) = Na2SO4 + H2SO3 + S. Как изменится скорость реакции после разбавления реагирующей смеси в 4 раза?
9. Для обратимых реакций а) 3Fe (к) + 4H2O (г) ↔ Fe3O4 (к) + 4H2 (г), ΔH<0 и б) С2Н6 (г) ↔ С2Н4 (г) + Н2 (г), ΔН>0 напишите выражение закона действующих масс. Исходя из уравнения изобары, рассчитайте константу равновесия при 25ºС. В каком направлении смещено химическое равновесие реакций? Как сместится равновесие, если в системе увеличить температуру? Уменьшить давление? Добавить катализатор?
10. Определите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента раствора серной кислоты (H2SO4), в 250 мл которого содержится 24,5 г H2SO4.
11. Сколько литров глицерина С3Н8О3 (плотность 1,264 г/см3) следует прилить к 10 л воды, чтобы получить раствор. Замерзающий при -20ºС?
12. Определите, какие из этих солей подвергаются гидролизу: K3PO4, CuBr2, CaCl2, Fe(NO3)3. Напишите уравнения гидролиза солей в ионной и молекулярной формах. Укажите тип гидролиза и рН водного раствора гидролизующихся солей.
13. Методом электронно-ионного баланса составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций: а) Na2SO3 + H2S + H2SO4 → Na2SO4 + S + H2O, б) Cl2 + H2S + H2O → HCl + H2SO4, в) H2O2 + CrCl3 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
Методические материалы, определяющие процедуры оценивания знаний, умений, навыков и (или) опыта деятельности характеризующих этапы формирования компетенций
Вопросы к экзамену
1. Предмет химии. Основные понятия химии: химический элемент, вещество, простое вещество и сложное вещество, смеси. Химические и физические процессы.
2. Атомно-молекулярное учение в химии. Стехиометрические законы химии. Валентность. Химические формулы.
3. Сложность строения атома. Модели строения атома (Томсона, Резерфорда, Бора).
4. Атомное ядро, его характеристики. Изотопы.
5. Электрон как элементарная микрочастица. Корпускулярно-волновой дуализм. Электронные облака и их формы.
6. Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое. Принцип Паули.
7. Строение многоэлектронных атомов. Правила заполнения орбиталей электронами.
8. Электронные семейства элементов (s-, p-, d-, f- элементы). Валентные электроны. Понятие возбужденного и невозбужденного состояния атома. Понятие валентности.
9. Современная трактовка периодического закона. Периодическая система и ее структура. Связь периодической системы и электронного строения атома.
10. Периодичность изменения химических свойств элементов: атомные радиусы, электроотрицательность, энергия ионизации и сродство к электрону.
11. Химическая связь, ее природа. Условие образования химической связи. Характеристики химической связи. Виды химической связи.
12. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Способы образования КС: за счет неспаренных электронов и донорно-акцепторный механизм. Правило октета.
13. Ковалентная связь. Неполярная и полярная ковалентная связь. Понятие диполя и дипольного момента двухатомной молекулы.
14. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: насыщаемость и направленность.
15. Гибридизация атомных орбиталей. Виды гибридизации.
16. Ионная связь, способ ее образования и свойства.
17. Металлическая связь. Водородная связь: особое положение этой связи и ее значение.
18. Межмолекулярное взаимодействие.
19. Химическая термодинамика. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса.
20. Понятие энтропии и свободной энергии Гиббса. Определение направления самопроизвольного протекания химических процессов.
21. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Признаки химического равновесия.
22. Закон действия масс. Константа равновесия, ее физический смысл. Факторы, влияющие на значение константы равновесия.
23. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье. Способы смешения химического равновесия.
24. Химическая кинетика. Понятие скорости химической реакции. Основной закон химической кинетики.
25. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Константа скорости, ее физический смысл.
26. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Понятие энергии активации. Уравнение Аррениуса.
27. Понятие катализа. Роль катализатора в химических реакциях. Типы катализа.
28. Растворы. Типы растворов. Процесс растворения. Характеристики растворов: концентрация и растворимость.
29. Коллигативные свойства растворов. Законы Рауля. Явление осмоса.
30. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень электролитической диссоциации. Классификация электролитов по силе.
31. Равновесия в растворах электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
32. Сильные электролиты. Изотонический коэффициент, связь со степенью диссоциации. Активность, коэффициент активности. Ионная пара, ионная сила раствора.
33. Диссоциация воды (автопротолиз). Ионное произведение воды. Водородный показатель.
34. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.
35. Гетерогенное равновесие. Произведение растворимости. Смещение равновесия «осадок ↔ насыщенный раствор».
36. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие степени окисления. Окисление и восстановление. Окислители и восстановители. Классификация ОВР.
37. Окислительно-восстановительные реакции. Составление уравнений ОВР.
38. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем. Устойчивость и коагуляция дисперсных систем. Поверхностно-активные вещества.
39. Органические соединения. Особенности органических соединений (гомология и изомерия). Классификация органических соединений.
40. Полимеры и олигомеры. Особенности состава, строения и свойств ВМС. Полимеризация и поликонденсация. Особенности химических свойств полимеров.
41. Основы качественного анализа: аналитическая реакция (типы) и аналитический признак (виды), предел обнаружения, важнейшие качественные реакции обнаружения катионов и анионов. Способы обнаружения и идентификации веществ: химический, физико-химический и физический анализ.
42. Виды (элементный, функциональный, качественный, количественный) химического анализа и его основные характеристики. Экспериментальные методики химического анализа.