ВОПРОСЫ I. Основные понятия в химии к экзамену по дисциплине «Неорганическая химия»

ВОПРОСЫ
к экзамену по дисциплине «Неорганическая химия»
зимняя сессия
для группы МЛ
I. Основные понятия в химии
1. Металлы, неметаллы. Нахождение их в таблице Менделеева.
2. Простые и сложные соединения.
3. Степень окисления элемента в простых и сложных соединениях.
a. Зависимость степени окисления элемента от нахождения его в таблице
Менделеева.
b. Расчет степени окисления элемента по написанной химической формуле.
c. Написание химической формулы соединения по заданным степеням
окисления.
Вопросы для самоконтроля:
1.
Элемент Металл Неметалл
O
–
+
Fe
+
–
H
Mg
S
Se
P
Cl
F
P
N
Ca
Na
Al
Si
Mn
2. Какую максимальную степень окисления может иметь элемент исходя из его
положения в таблице Менделеева?
Элемент Максимальная степень окисления
I
+7
C
Si
Na
Cl
Mn
S
N
Al
3. Какую Минимальную Степень окисления может иметь элемент, исходя из его
положения в таблице Менделеева?
Элемент Минимальная степень окисления
Cl
–1
S
N
Se
I
C
4. Указать степень окисления каждого из элементов в написанной формуле: H2O,
NH3, AlCl3, CaCl2, PH3, CH4, Zn(OH)2, H2SO4, HNO3, H2SnO3, Fe(OH)2, Fe(OH)3,
H2SnO2, HFeO2, H2FeO4, HNO2.
II. Классификация неорганических соединений
1. Оксиды:
a. состав,
b. написание формул по известным степеням окисления,
c. расчет степени окисления по написанной формуле,
d. химические свойства оксидов (основные, амфотерные, кислотные),
e. написание химических уравнений, показывающих эти свойства.
2. Гидрокиды:
a. состав,
b. написание формул по известным степеням окисления,
c. расчет степени окисления по написанной формуле,
d. написание химических реакций, подтверждающих основный и
амфотерный характер гидроксидов.
3. Кислоты:
a. состав,
b. типы кислот,
c. кислотные остатки,
d. вывод формулы кислоты по известной степени окисления
кислотообразующего элемента,
e. химические свойства кислот, реакции возможные для кислот.
4. Соли:
a. Состав соли, типы солей,
b. Взаимный переход солей из одного типа в другой
кислая соль (гидро- соль) → нормальная (средняя)
нормальная (средняя) → кислая соль (гидро- соль)
основная соль (гидроксо- соль) → нормальная (средняя)
нормальная (средняя) → основная соль (гидроксо- соль)
III. V. Химическая кинетика и равновесие
1.Понятие об скорости химической реакции. Фаза. Гетерогенная, гомогенная
системы. Скорость прямой и обратной реакций.
2.Закон действующих масс. Константа скорости прямой и обратной реакции для
гетерогенной и гомогенной систем.
3.Правило Вант-Гоффа.
4.Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
5.Сдвиг равновесия под действием изменения температуры, концентрации,
давления.
III. Теория электролитической диссоциации
1.Основные положения ТЭД.
2.Диссоциация кислот, гидроксидов, солей основных, кислых, средних,
3.Сильные и слабые электролиты. α, Кр.
4.Написание кратких молекулярно-ионных уравнений реакций по написанным
молекулярным.
5.Составление полных молекулярных уравнений по кратким молекулярно-ионным
уравнениям.
IV. Химический эквивалент
1.Понятие о эквиваленте.
2.Эквивалентное число. Эквивалент элемента, молекулы (оксид, гидроксид,
кислота, соль)
3.Закон эквивалентов. Формулировка и математическое выражение.
4.Решение задач.
V. Вода. Реакции в водных растворах солей
1.Диссоциация воды.
2.Водородный показатель.
3.Гидролиз солей (четыре типа).
4.Степень гидролиза. Константа гидролиза. Сдвиг равновесия гидролиза.
VI. Реакции окисления-восстановления (РОВ)
1.Основной признак реакции окисления-восстановления.
2.Окисление, восстановитель, восстановление, окислитель.
3.Основные этапы уравнивания написанной реакции окисления-восстановления
методом электронного баланса.
VII. Электрохимия
1. Металлический электрод.
2. Измерение потенциала металлического электрода ЕMe.
3. Уравнение Нернста. Задачи: расчет ЕМе.
4. Гальванический элемент. Схема. Уравнения на аноде и катоде.
5. Ряд активности металла и его свойства.
6. Возможность РОВ по ряду активности металлов. Привести примеры трех
сильных окислителей и трех сильных восстановителей. Написать реакцию
между ними.
Вопросы для самоконтроля
1. Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения для осуществления
следующих превращений:
a. Cl2O → KClO → Al(ClO)3 → HClO,
b. ZnO → K2ZnO2 → H2ZnO2 → ZnO,
c. CO2 → K2CO3 → KHCO3 → H2CO3,
d. KOH → K3PO4 → KH2PO4 → H3PO4,
e. Zn(OH)2 → K2ZnO2 → H2ZnO2,
f. FeCl3 → FeOHCl2 → Fe(OH)3.
2. Написать в ионном и молекулярном виде гидролиз следующих солей:
a. ZnCl2,
b. K2ZnO2,
c. Zn(NO2)2,
d. Cr(NO3)2,
e. KCrO2,
f. Fe2(CO3)3.
3. Написать выражение константы скорости химической реакции:
a. 2N2O5 (г) ↔ 2N2O4 (г) + O2 (г),
b. 4NH3(г) + 5O2(г) ↔ 4NO(г) + 6H2O(г),
c. MgO(к) + H2(г) ↔ Mg(к) + H2O(г),
d. 2S(т) + 3O2(г) ↔ 2SO3(г).
4. К предложенным кратким ионно-молекулярным уравнениям составить полное
молекулярное уравнение:
a. H+ + HCO3- = H2CO3,
b. Al3+ + 3OH- = Al(OH)3,
c. AlOH+2 + H+ = Al3+ + H2O,
d. H+ + NO2- = HNO2.
5. Уравнять методом электронного баланса, указать окислитель, восстановитель,
окисление, восстановление в следующих реакциях:
a. Cl2 + KOH → KClO3 + H2O + KCl,
b. PbO2 + Cr2(SO4)3 + NaOH → PbSO4 + Na2CrO4 + H2O.