NH4NO3 - Саратовский государственный университет

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Саратовский государственный университет имени Н.Г. Чернышевского
Географический факультет
УТВЕРЖДАЮ:
Проректор по учебно-методической
работе, профессор Е.Г. Елина
______________________________
«_____»__________________2011 г.
Рабочая программа дисциплины
ХИМИЯ
Направление
050100 Педагогическое образование
Профиль подготовки
География
Квалификация (степень) выпускника
Бакалавр
Форма обучения
Заочная
Саратов,
2011 год
1. Цели освоения дисциплины
Целями освоения дисциплины «Химия» являются: изучение строения и
свойств неорганических соединений на основе современных представлений о
химической связи в неорганических соединениях; научить студентов простым
расчетам химических процессов; приобретение навыков при работе с
химическим оборудованием, химическими приборами и использование данных
знаний в своей специализации.
2. Место дисциплины в структуре ООП бакалавриата
Данная дисциплина входит в состав естественнонаучного цикла. Она
логически связана с дисциплинами «Математика», «Информатика»,
«Физика», «География». Освоение данной дисциплины как предшествующей
желательно для изучения некоторых других дисциплин: «Основы экологии»,
«Геоэкология», «Геология».
3. Компетенции обучающегося,
освоения дисциплины «Химия»
формируемые
в
результате
ОК – 4. Использовать знания о современной естественнонаучной
картине мира в образовательной и профессиональной деятельности,
применять методы математической обработки информации, теоретического и
экспериментального исследования;
ОК – 8.
Использовать основные методы, способы и средства
получения, хранения, переработки информации, готовность работать с
компьютером как средством управления информацией;
ПК – 1. Реализовывать учебные программы базовых и элективных
курсов в различных образовательных учреждениях;
ПК – 4. Использовать возможности образовательной среды, в том
числе информационной, для обеспечения качества учебно-воспитательного
процесса;
В результате освоения дисциплины обучающийся должен:
Знать:
 основные понятия общей и неорганической химии;
 правила составления уравнений реакций;
 теории строения неорганических соединений (МВС);
 термодинамическую и кинетическую устойчивость неорганических
соединений;
 классификацию растворов по разным признакам;
 способы выражения количественного состава растворов;
 свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов;
 физические и химические свойства неорганических соединений;
Уметь:
 записывать электронные конфигурации основного состояния атомов
и ионов элемента;
 с помощью квантовых чисел рассчитывать количество подуровней
орбиталей электронов на данном уровне;
 строить электронные формулы элементов и ионов;
 определять положение элементов в периодической системе на
основании его электронной формулы;
 сопоставлять различные свойства элементов, руководствуясь их
положением в периодической системе;
 использовать теории строения неорганических соединений для
оценки физических и химических свойств соединений, нахождение в природе
в виде минералов;
 производить расчет состава раствора любым из рассмотренных
способов;
 предсказывать возможность образования осадка малорастворимого
соединения в заданных условиях;
 составлять ионно-молекулярные уравнения реакций диссоциации,
обмена и гидролиза;
 предсказывать среду (рН) растворов солей с учетом гидролиза;
Владеть:
 умением писать окислительно-восстановительные реакции методом
электронного баланса
 навыками самостоятельной работы со специализированной литературой;
 навыками выбора метода анализа;
 навыками работы с аппаратурой и приборами (рН-метром, иономером, кондуктомером, аналитическими, весами)
 приемами и навыками использования законов химии при решении
конкретных задач.
4. Структура и содержание дисциплины
Неделя семестра
Семестр
Общая трудоемкость дисциплины составляет 3 зачетные единицы (108
часов).
Виды учебной
работы, включая
самостоятельную
работу студентов и
трудоемкость (в
часах)
3
1
Вводная лекция. Основные
классы неорганических
соединений. Кислотно-основные
свойства.
0,1
2
2
Теория строения атома.
Периодический закон и
периодическая система в
свете современных
представлений о строении
атома. Физико-химические
характеристики атомов.
Теория химической связи.
1
2
4
Химическая термодинамика и
кинетика
1
5
Растворы
1
6
Окислительновосстановительные реакции.
1
3
7
Химия неметаллов
8
Химия металлов.
Итого:
4
Самостоятельные
2
Лабораторные
1
Практические
Раздел дисциплины
Лекции
№
п/п
5
6
7
8
4
6
1
4
Отчет
10
Отчет
Тесты,
письменный отчет
по лабораторной и
самостоятельной
работам.
Отчет
Тесты,
письменный отчет
по лабораторной и
самостоятельной
работам.
Отчет
Отчет
Экзамен
4
4
6
12
15
15
81
1
1
6
9
Тесты,
письменный отчет
по лабораторной и
самостоятельной
работам
15
10
2
Формы текущего
контроля
успеваемости (по
неделям
семестра)
Формы
промежуточной
аттестации (по
семестрам)
Введение.
Химия как предмет естествознания. Представление о дифференциации и
интеграции наук. Предмет и задачи химии. Роль химии в географии и других
науках естественного цикла. Проблемы охраны окружающей Среды.
Теория строения атома.
Открытия, свидетельствующие о сложности строения атома.
Планетарная модель строения атома Резерфорда и её недостатки.
Состав атомов. Характеристические рентгеновские спектры металлов.
Квантовая теория света. Уравнение Планка. Теория строения атома по Бору.
Квантовомеханические представления о строении атома. Представление о
квантовых свойствах электрона; корпускулярно-волновой дуализм; длина
волны де-Бройля. Представление о форме электронных облаков. Понятие о
квантовых числах- главном, орбитальном, магнитном, спиновом.
Энергетические уровни электронов в атоме. Порядок заполнения атомных
орбиталей электронами. Принцип минимума энергии. Правило Хунда. Принцип Паули. Максимальная ёмкость энергетических уровней и подуровней.
Электронные формулы элементов периодической системы, s-, p-, d- и fэлементы.
Ранние схемы классификации элементов. Периодический закон и его
физический смысл. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева.
Характеристика периодов и групп. Изменение свойств элементов по периодам
и группам. Главные и побочные подгруппы. Положение лантаноидов и
актиноидов в периодической системе. Размеры атомов и ионов. Потенциалы
ионизации и сродство к электрону. Электроотрицательность. Относительная
шкала электроотрицательности. Периодические и непериодические свойства
атомов. Общенаучное и философское значение периодического закона.
Теория химической связи.
Развитие представлений о химической связи. Квантово-механическая
теория химической связи. Кривая потенциальной энергии для молекулы
водорода по Гейтлеру и Лондону. Основные характеристики химической
связи: длина связи, энергия связи, кратность, валентные углы. Основные типы
химической связи, ионная, ковалентная, металлическая. Ковалентная связь.
Квантово-механические методы трактовки химической связи. Метод
валентных связей, его основные положения. Механизмы образования связиобменный и донорно- акцепторный. Свойства химической связи:
насыщаемость, направленность. Концепция гибридизации. Условия
устойчивой гибридизации. Представление о геометрии молекул. Полярность
и поляризуемость связи. Понятие о σ, π- связях. Достоинства и недостатки
метода ВС.
Ионная связь. Ненасыщаемость и ненаправленность ионной связи.
Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное,
индукционное и дисперсное взаимодействие. Водородная связь.
Металлическая связь.
Химическая термодинамика и кинетика.
Скорость химических реакций. Влияние концентрации реагирующих
веществ на скорость химической реакции. Закон действующих масс.
Константа скорости реакции и её физический смысл. Влияние температуры на
скорость химической реакции. Правило Вант-Гoффa. Энергия активации.
Условия эффективных соударений молекул.
Катализ. Влияние катализатора на скорость химической реакции.
Гомогенный и гетерогенный катализ. Действие катализатора на
энергетические характеристики химических процессов.
Обратимость химических реакций. Химическое равновесие. Константа
химического равновесия и её физический смысл. Влияние внешних факторов
на состояние химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Растворы.
Понятие о дисперсных системах и их классификация по агрегатным
состояниям и размерам частиц дисперсной фазы. Понятие о растворе.
Истинные и коллоидные растворы. Физическая теория растворов Вант-Гоффа
и Аррениуса. Химическая теория растворов Д.И. Менделеева. Факты
свидетельствующие о взаимодействии растворителя с растворёнными
веществами: теплота растворения, контракция, изменение окраски раствора.
Современные представления о природе растворов (роль сольватации и
диффузии). Растворимость веществ. Растворимость индивидуальных газов и
газовых смесей в жидкостях. Влияние температуры и давления на
растворимость газов. Закон Генри. Взаимная растворимость жидкостей.
Влияние природы жидких компонентов и температуры на растворимость
жидкостей. Растворимость твёрдых веществ. Зависимость растворимости от
температуры (с точки зрения принципа Ле-Шателье).
Способы выражения состава растворов: объёмная, массовая
концентрация и молярная доля, молярность, моляльность. Свойства
разбавленных растворов неэлектролитов. Осмотическое давление растворов.
Осмос в природе. Особенности осмоса живой клетки. Закон Вант-Гоффа.
Упругость пара растворителя над раствором. Закон Рауля. Повышение
температуры кипения растворов и понижение температуры замерзания
растворов по сравнению с чистым растворителем. Крио- и эбулиоскопические константы. Методы определения молярных масс нелетучих
растворённых
веществ:
осмотический,
криоскопический
и
эбулиоскопический. Отклонения свойств растворов электролитов от законов
Рауля
и
Вант-Гоффа.
Изотонический
коэффициент.
Теория
электролитической диссоциации Аррениуса. Современные представления о
диссоциации электролитов в растворе. Степень и константа диссоциации.
Закон разбавления Оствальда. Влияние температуры и природы растворителя
на степень и константу диссоциации. Свойства кислот, оснований и солей с
точки зрения теории электролитической диссоциации. Ступенчатая
диссоциация электролитов. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.
Водородный показатель.
Гидролиз. Гидролиз солей, образованных кислотами и основаниями
различной силы. Степень и константа гидролиза. Условия смещения
гидролитического равновесия.
Окислительно-восстановительные реакции.
Электродные процессы. Понятие об электродных потенциалах.
Стандартные значения электродных потенциалов. Зависимость
электродных потенциалов от концентрации. Степень окисления.
Окислительно- восстановительные реакции. Важнейшие окислители и
восстановители. Окислительно- восстановительная двойственность. Принцип
составления уравнений окислительно- восстановительных реакций
различного типа- межмолекулярного, внутримолекулярного окислениявосстановления, диспропорционирования, компропорционирования и
самоокисления- самовосстановления. Методы подбора коэффициентов
окислительно- восстановительных реакций.
Примеры окислительновосстановительных реакций, протекающих в природе.
Химия неметаллов.
Водород. Вода. Пероксид водорода.
Положение водорода в периодической системе. Электронное строение
атома, молекулы. Изотопный состав водорода. Распространённость и
нахождение в природе. Промышленные и лабораторные способы получения
водорода. Физические и химические свойства водорода. Атомарный водород.
Сравнительная характеристика восстановительной активности атомарного и
молекулярного водорода. Соединения водорода с металлами и неметаллами.
Гидриды. Применение водорода. Вода. Химическая связь и строение
молекулы воды. Тяжёлая вода. Физические и химические свойства воды. Роль
воды в природе и технике. Проблема очистки воды. Способы получения
химически чистой воды.
Пероксид водорода, строение молекулы, физические и химические
свойства, способы получения. Пероксиды металлов. Окислительновосстановительные свойства пероксида водорода. Применение пероксида
водорода и его производных.
Галогены.
Положение галогенов в периодической системе Д.И. Менделеева.
Электронное строение атомов. Схема образования молекул галогенов из
атомов по методу ВС. Нахождение в природе. Промышленные и
лабораторные методы получения галогенов. Физические и химические
свойства
галогенов.
Радиусы
атомов,
сродство
к
электрону,
электроотрицательность, потенциал ионизации, поляризуемость. Степени
окисления. Галогены как окислители. Сравнение окислительной способности
галогенов. Водородные соединения галогенов. Методы получения.
Сравнительная характеристика свойств галогеноводородов и их водных
растворов.
Причина
аномальных
свойств
фтористого
водорода.
Хлороводородная кислота и её роль в живом организме. Соли
галогеноводородных кислот. Кислородные соединения галогенов. Гидролиз
галогенов. Смещение равновесия реакции гидролиза. Хлорноватистая кислота
и её соли. Пути распада хлорноватистой кислоты. Хлорноватая кислота и её
соли. Хлористая кислота и её соли. Хлорная кислота и её соли. Сопоставление
кислотных и окислительных свойств кислородных кислот хлора. Общая
характеристика кислородных кислот брома и йода. Зависимость устойчивости, окислительных и кислотно- основных свойств кислот от степени
окисления галогена и природы галогена (при равной степени окисления).
Физиологические и фармакологические свойства йода.
Кислород. Воздух.
Положение кислорода в периодической системе. Строение электронной
оболочки атома кислорода. Строение молекулы кислорода с точки зрения
метода
валентных
связей
и
ММО.
Аллотропия
кислорода.
Распространённость и нахождение в природе. Состав воздуха. Физические и
химические свойства свободного кислорода. Промышленные и лабораторные
методы получения кислорода. Жидкий кислород, его свойства и применение.
Оксиды, их классификация. Гидроксиды. Закономерности в изменении
свойств оксидов и гидроксидов элементов в зависимости от их расположения
в рядах и группах периодической системы. Роль кислорода в природных и
технологических процессах.
Озон. Строение молекулы озона. Его физические и химические
свойства. Получение озона. Роль озона в атмосфере, его влияние на флору,
фауну и человека.
Cepa.
Положение серы в периодической системе Д.И. Менделеева.
Электронная конфигурация атома серы в стационарном и возбуждённом
состоянии. Природные соединения. Самородная сера. Добыча серы.
Электроотрицательность серы и её сродство к электрону. Полимерные
модификации серы. Физические и химические свойства серы. Отношение
серы к металлам, неметаллам, сложным веществам. Применение серы.
Водородные соединения. Сероводород, способы получения, физические
и химические свойства. Сероводородная кислота и её соли. Классификация
сульфидов по растворимости в воде и в кислотах. Полисульфиды.
Кислородные соединения серы. Оксид серы (IV). Получение,
физические и химические свойства. Сернистая кислота, сульфиты и
гидросульфиты. Окислительно- восстановительные свойства оксида серы (IV)
и сульфит- иона. Применение оксида серы (IV) и солей сернистой кислоты в
народном хозяйстве. Оксид серы (IV) в атмосфере.
Оксид серы (VI). Получение, физические и химические свойства.
Отношение серной кислоты к металлам, неметаллам и сложным веществам.
Серная кислота. Принципы промышленных методов получения серной
кислоты. Олеум. Окислительная активность серной кислоты в зависимости от
концентрации. Влияние на растительные и животные ткани. Сопоставление
силы кислотности и прочности сернистой и серной кислот. Применение
серной кислоты в различных областях промышленности и сельском
хозяйстве. Соли серной кислоты. Квасцы. Соединения серы как важнейшие
загрязнители окружающей среды: атмосферы, почвы, водоёмов.
Азот.
Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
периодической системы Д.И. Менделеева. Азот. Электронная конфигурация
атома азота. Максимальная ковалентность азота. Строение молекулы азота по
методу ВС. Кратность связи. Нахождение в природе в атмосфере.
Промышленные и лабораторные способы получения.
Физические и химические свойства. Отношение к металлам и неметаллам.
Нитриды. Применение. Биохимия азота. Проблема "связанного азота".
Аммиак. Строение молекулы аммиака. Физические свойства. Получение.
Условия оптимального выхода аммиака при синтезе из простых веществ.
Химические свойства аммиака. Равновесие в водном растворе аммиака. Соли
аммония.
Кислородные соединения азота. Оксиды азота (I-V). Оксиды азота в
атмосфере. Энергия связи и энтальпия образования оксидов азота. Условия и
методы их получения. Азотистая кислота. Получение и свойства. Нитриты.
Окислительно- восстановительная двойственность соединений азота (III).
Азотная кислота. Промышленные и лабораторные методы получения.
Физические и химические свойства. Действие на металлы, неметаллы,
органические вещества. Зависимость характера продуктов восстановления
азотной кислоты от её концентрации и природы взаимодействующего вещества.
"Царская водка" и её окислительное действие. Нитраты и их окислительные
свойства. Термическая устойчивость нитратов. Применение в народном
хозяйстве азотной кислоты и её солей. Азотные удобрения.
Химия металлов.
Положение металлов в периодической системе элементов. Классификация
в зависимости от структуры электронных оболочек. Металлическая связь.
Положение в ряду стандартных электродных потенциалов. Простые и
переходные металлы. Металлы в природе. Физические и химические свойства
металлов. Взаимодействие металлов с водой, кислотами и гидроксидами.
Методы получения металлов и области применения. Коррозия металлов.
Xpoм и его соединения.
Положение хрома в периодической системе. Электронная конфигурация
атома хрома. Возможные степени окисления. Природные соединения.
Получение, физические свойства. Значения стандартных электродных
потенциалов. Химические свойства. Соединения хрома (II). Оксид и гидроксид.
Получение. Свойства. Соли, свойства солей. Соединения хрома (III). Оксид и
гидроксид. Получение. Физические и химические свойства. Соли. Свойства
солей. Соединения хрома (VI). Хромовый ангидрид. Хромовая и двухромовая
кислоты. Хромовая смесь. Окислительные свойства соединений хрома в степени
окисления (VI). Пероксидные соединения хрома. Применение хрома и его
соединений. Кислотно- основные и окислительно- восстановительные свойства
соединений хрома в зависимости от степени окисления.
Марганец и его соединения.
Общая характеристика элементов подгруппы марганца. Положение в
периодической системе. Электронная конфигурация атома. Возможные степени
окисления. Природные соединения. Получение. Физические свойства. Значения
стандартных электродных потенциалов. Химические свойства. Соединения
марганца (II). Оксид и гидроксид. Получение, свойства. Соли. Соединения
марганца (IV). Оксид и гидроксид. Физические и химические свойства.
Соединения марганца (VI). Оксид марганца (VI). Марганцовистая кислота.
Манганаты. Их получение, свойства.
Соединения марганца (VII). Оксид марганца (VII). Получение, свойства.
Марганцовая кислота. Получение, свойства. Перманганаты, получение.
Окислительные свойства. Характеристики окислительных свойств в
зависимости от кислотности Среды. Применение марганца и его соединений.
Кислотно- основные и окислительно- восстановительные свойства соединений
марганца в зависимости от степени окисления.
Железо и его соединения.
Положение в периодической системе. Электронное строение атомов.
Возможные степени окисления. Природные соединения железа. Получение,
физические свойства. Значения стандартных электродных потенциалов.
Химические свойства железа. Соединения железа (II). Оксид, гидроксид. Получение, свойства. Соли. Гидролиз солей. Соль Мора. Восстановительные свойства
соединений железа (II). Качественная реакция на соединения железа (II).
Соединения железа (III). Оксид, гидроксид. Получение и свойства. Соли,
гидролиз солей. Качественные реакции на соединения железа (III). Соединения
железа (VI). Получение ферратов. Окислительные свойства. Комплексные
соединения железа. Железистосинеродистая и железосинеродистая кислоты и их
соли. Карбонилы железа. Биохимия железа.
Перечень лабораторных работ:
1. Вступительная беседа. Правила работы в химической лаборатории.
Основные классы неорганических соединений
2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
3. Окислительно-восстановительные реакции
5. Образовательные технологии
 лекции с демонстрационным экспериментом
 лабораторные работы
 контрольные работы
 самостоятельная работа студентов (освоение теоретического материала,
письменные домашние задания, подготовка к лабораторным работам,
оформление лабораторных работ, подготовка
к текущему и итоговому
контролю)
Лекции составляют основу теоретического обучения и должны давать
систематизированные основы научных знаний по дисциплине, концентрировать
внимание студентов на наиболее сложных вопросах, стимулировать активную
познавательную деятельность студентов и способствовать формированию
творческого мышления.
Ведущим методом в лекции является устное изложение учебного
материала, сопровождающееся демонстрационным химическим экспериментом.
На вводной лекции студентам сообщается план и особенности изучения
дисциплины, а также рекомендуемая литература.
Лабораторные
работы
имеют
целью
практическое
освоение
теоретического материала, овладение навыками экспериментальных работ и
анализа полученных результатов, выполнение правил техники безопасности при
работе в химической лаборатории.
В соответствии с требованиями ФГОС ВПО по направлению
«Педагогическое образование» реализация компетентностного подхода
предусматривает широкое использование в учебном процессе активных и
интерактивных форм проведения занятий.
Для выполнения лабораторных работ студенту выдается специальная
рабочая тетрадь (приложение 1). В этой тетради описана методика выполнения
химического эксперимента. При самостоятельной подготовке к лабораторной
работе студент должен подготовить теоретический материал по данной теме,
используя лекции, методическое пособие и учебник. После теоретической
подготовки студент должен в тетради написать уравнения реакций
соответствующего эксперимента и выполнить упражнения в конце каждой
темы. Самостоятельная подготовка студентов проверяется тестированием.
Каждый студент получает индивидуальную перфокарту с 5 вопросами
(приложение 2). При этом студент может получить от 0 до 5 баллов. Если
студент получает 3 балла и выше, он допускается до выполнения практической
работы. Наблюдения за химическим экспериментом и выводы записываются в
тетрадь. После оформления работы каждый студент отчитывается
преподавателю по каждой работе. При изучении некоторых тем можно
использовать ролевые игры «Суд над хлором», «Знаешь сам, помоги другому»,
«Суд над оксидами азота». Подробное описание ролевой игры «Суд над
хлором» приведено в приложении 3 Затруднение вызывает изучение темы
«Окислительно-восстановительные реакции», поэтому при изучении этой темы
можно использовать ролевую игру «Знаешь сам, помоги другому». Группа из
12 человек делится на 3 группы по 4 человека. Желательно, чтобы в каждой
подгруппе был сильный студент. Каждый студент получает окислительновосстановительное
уравнение,
в
котором
необходимо
расставить
коэффициенты, определить окислитель и восстановитель и тип окислительновосстановительной реакции. Затем все четверо обсуждают проделанную работу,
если у кого-то возникают трудности, то он получает помощь товарища. При
необходимости можно получить консультацию у преподавателя. Во время этой
игры каждый студент должен рассмотреть 4 уравнения реакций на все типы
окислительно-восстановительных реакций. А всего каждая группа
рассматривает 16 уравнений реакций (приложение 4).
6. Учебно-методическое обеспечение самостоятельной работы
студентов. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости,
промежуточной аттестации по итогам освоения дисциплины.
Самостоятельная
работа
студентов
предусматривает
освоение
теоретического материала, подготовку к текущему тестированию, выполнение
письменных домашних заданий, оформление лабораторной работы, подготовку
к контрольным работам.
При освоении теоретического материала и выполнении письменных
домашних заданий студентам рекомендуется
использовать основную и
дополнительную литературу, а также учебные пособия.
Формы контроля:
 Выполнение и оформление лабораторных работ (Приложение 1)
 Письменное домашнее задание (Приложение 1)
 Текущее тестирование (Приложение 2)
 Отчет по лабораторной работе
 Контрольная работа (Приложение 5)
 Коллоквиум (Приложение 6)
 Билеты к экзамену (Приложение 7)
8. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины
«Химия»
а) основная литература:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие. - М.: КНОРУС, 2009. - 746 с.
2. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие /под ред.
В. А. Рабиновича, X. М. Рубиной - М. : Интеграл-Пресс, 2009. - 240 с.
б) дополнительная литература:
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учеб. пособие для вузов. М. :
Высш. шк, 2006, 610 с.
2. Захарова Т.В., Макушова, Г.Н., Кожина Л.Ф., Синегубова С.И., Капустина
Е.В. Руководство к лабораторным занятиям по общей и неорганической химии: учеб.
пособие. Изд. «Научная книга», 2010, 260 с.
3. Кожина Л.Ф., Захарова Т.В., Макушова, Г.Н., Капустина Е.В. Тетрадь для
лабораторных работ по химии: учеб. метод. пособие. Изд. «Научная книга», 2010, 88 с.
в) программное обеспечение и Интернет-ресурсы:
1. http://www.russchembull.ru/rus/ - Известия Ран Химическая серия.
2. http://www.xumuk.ru/ - Сайт о химии.
3. http://www.chem.msu.su/rus/elibrary/ - Электронная библиотека по
химии.
8. Материально-техническое обеспечение дисциплины
Лекционная аудитория
Химическая лаборатория для проведения лабораторных работ
Технические средства обучения: компьютер, мультимедийный проектор.
Химическое оборудование: термометры лабораторные, мерная посуда,
штативы с держателями, штативы для пробирок, пробирки, технические весы.
Программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС ВПО с
учетом рекомендаций и Примерной ООП ВПО по направлению
«География» по всем профилям подготовки.
Автор:
Макушова Г.Н., к. х. н., доцент кафедры общей и неорганической химии
Института химии СГУ
Программа одобрена на заседании кафедры общей и неорганической химии
от ___________ 2011года, протокол № _________________.
Подписи:
Заведующий кафедрой общей и неорганической химии
д.х.н., профессор
С.П. Муштакова
Директор Института химии
д.х.н., профессор
О.В.Федотова
Декан географического факультета
д.г.н., профессор
В.З. Макаров
Приложение 1
Л.Ф.Кожина, Т.В.Захарова, Г.Н.Макушова, Е.В.Капустина
Тетрадь для лабораторных
работ по химии
учебно-методическое пособие
для студентов нехимических факультетов
Пособие составлено в соответствии с учебной программой и ставит
своей целью систематическое изучение основ теоретической химии и
основных свойств химических элементов и их соединений, а также освоение
студентами приемов лабораторного эксперимента.
Лабораторным работам предшествуют лекции и семинары по
соответствующим темам. Такое объединение теоретических и лабораторных
занятий способствует более глубокому усвоению изучаемого материала.
Пособие содержит лабораторные работы, связанные с основами
теоретической химии: классами неорганических соединений, химической
кинетикой и равновесием, электролитической диссоциацией, ионными
процессами и окислительно-восстановительными реакциями и работы по
изучению химических свойств элементов и их соединений.
В приложении представлены справочные материалы по свойствам
основных неорганических веществ. Этот материал может быть использован
студентами при объяснении многих закономерностей неорганической химии
и при решении задач.
Вначале студенты изучают задание каждой лабораторной работы,
затем проводят опыты по исследованию химических свойств веществ с
целью более полного усвоения фактического материала. После выполнения
эксперимента студенты записывают уравнения химических реакций, свои
наблюдения и соответствующие выводы. Затем отвечают письменно на
поставленные в задании вопросы. Особенностью данного пособия является
то, что описание лабораторных работ совмещено с рабочим журналом
студента.
Алгоритм проведения и оформления лабораторных работ способствует
повышению качества знаний студентов, развитию логического мышления,
умению анализировать, сравнивать и обобщать полученные результаты.
16
Порядок подготовки и правила выполнения лабораторной работы
Лабораторные работы по общей и неорганической химии способствуют
приобретению студентами элементарных навыков работы в лаборатории.
Сознательное выполнение лабораторных работ возможно только при
условии предварительной домашней подготовки. Студенты обязаны
самостоятельно проработать соответствующий теоретический материал. До
занятия студенты должны ознакомиться с содержанием предстоящей
лабораторной работы. При выполнении работы следует придерживаться
простого правила: эксперимент и вся работа по отчету должны быть
завершены во время лабораторного занятия.
Если отчет о работе написан правильно, преподаватель расписывается
в Вашей тетради, и работа будет считаться выполненной. Если преподаватель
обнаружит ошибки в отчете, или будет неудовлетворен ответами на
контрольные вопросы, студенту придется «сдавать» работу на следующем
занятии или в дополнительное время.
Разрешается выполнять отдельные опыты лабораторной работы
небольшой группой (2-3 человека), распределив обязанности между собой.
Это позволит студентам успеть выполнить сложные эксперименты в
отведенное время. Работая небольшой группой, студенты могут обсуждать
ход выполнения работы и результаты. Благодаря этому студенты
приобретают навыки научного общения. Отчет должен быть составлен
индивидуально.
До начала лабораторной работы студенты должны пройти инструктаж
по технике безопасности. Кроме этого, перед выполнением каждой
лабораторной работы преподаватель указывает на необходимые меры
предосторожности.
За каждым студентом в лаборатории закрепляется определенное
рабочее место. Студент обязан следить за порядком на своем рабочем месте и
поддерживать его чистоту. После окончания работы дежурные студенты
приводят лабораторию в порядок.
При выполнении лабораторной работы необходимо записать в рабочую
тетрадь наблюдения, уравнения протекающих реакций, соответствующие
выводы и ответить письменно на поставленные в задании вопросы. Работа
заканчивается представлением преподавателю рабочего журнала с отчетом.
Общие правила техники безопасности:
1.
К любой работе следует приступать только тогда, когда все ее
этапы известны и не вызывают сомнения.
2.
Использовать для опытов минимальное количество реактивов.
3.
Запрещается выносить за пределы лаборатории реактивы, а также
передавать их кому-либо.
4.
Все работы с летучими, токсичными и высокоагрессивными
веществами проводить только в вытяжном шкафу при работающей
вентиляции.
17
5.
Не выливать в раковину остатки кислот, щелочей и других
агрессивных веществ; их нужно сливать в специально предназначенные для
этого склянки, находящиеся в вытяжном шкафу.
6.
Не выбрасывать в раковину непрореагировавшие остатки
металлов.
7.
Не подносить к глазам и не приближать лицо к пробирке с
кипящей жидкостью. Направлять пробирку с кипящей жидкостью так, чтобы
предотвратить попадание ее на себя и окружающих.
8.
Не отвлекать внимание студентов, проводящих эксперимент.
9.
Все работающие в лаборатории должны уметь оказывать первую
помощь при ожогах и отравлениях:
 при попадании на кожу кислоты или щелочи необходимо промыть
обожженное место большим количеством воды, затем – при ожогах кислотой
– 3%-ным раствором соды, а при ожогах щелочами – 1%-ным раствором
борной кислоты;
 при термическом ожоге кожу следует обмыть спиртом, а затем
смазать мазью от ожогов.
18
Работа 1. Основные классы неорганических соединений
Цель работы: ознакомление с реакциями образования оксидов
металлов и неметаллов, гидратов, солей и их свойствами.
Опыт 1. Получение кислотных оксидов (тяга!)
Налейте в термостойкий стакан 15-20 мл дистиллированной воды и
внесите в него в ложке для сжигания горящую серу или красный фосфор. По
окончании горения закройте стакан покровным стеклом, а содержимое
перемешайте и добавьте несколько капель индикатора – фиолетового
лакмуса. Напишите уравнения реакций и отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Опыт 2. Получение основных оксидов
а) Налейте в термостойкий стакан 15-20 мл дистиллированной воды и
внесите в него в ложке для сжигания горящий магний. По окончании горения
растворите полученное вещество в воде и добавьте несколько капель
фенолфталеина. Напишите уравнения реакций и отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
б) Поместите в сухую пробирку небольшое количество
гидроксокарбоната меди (II) (CuOH)2CO3 (малахит), закрепите в
пробиркодержателе и нагрейте. Докажите выделение углекислого газа.
Напишите уравнение реакции и отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________
__________________________________________________________________
Опыт 3. Окраска индикаторов в зависимости от среды раствора
Налейте в одну пробирку дистиллированной воды, в другую – кислоты,
в третью – щелочь. В каждую добавьте фиолетовый лакмус. Повторите
19
аналогичный эксперимент с метилоранжем и фенолфталеином. Результаты
опыта занесите в таблицу.
Индикатор
Окраска индикатора
Среда
Нейтральная
Кислая
Щелочная
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какой индикатор наиболее резко изменяет окраску при изменении среды
раствора)
Опыт 4. Взаимодействие металлов со щелочами
Возьмите две пробирки. В одну поместите гранулу цинка, в другую –
алюминия и прилейте раствор гидроксида натрия (калия). Если реакция
протекает
медленно,
слегка
нагрейте
пробирки
(соблюдайте
осторожность!). В случае бурного протекания реакции – охладите
пробирку водой.
Напишите уравнения, отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какой газ выделяется?)
20
Опыт 5. Амфотерные гидроксиды
Налейте в одну пробирку раствор соли цинка, в другую – соли хрома
(III). В каждую пробирку осторожно по каплям при перемешивании
прибавьте раствор щелочи до появления студенистого осадка. Отметьте цвет
осадков. Напишите уравнения реакций:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Каждый осадок разделите на две части и к одной из них добавьте раствор
кислоты, а к другой – избыток раствора щелочи. Напишите уравнения
реакций и отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________
__________________________________________________________________
Опыт 6. Получение средней и кислой соли
Налейте в пробирку раствор гидроксида кальция (известковая вода) и
пропустите углекислый газ из аппарата Киппа до образования осадка.
Напишите уравнение реакции образования средней соли:
__________________________________________________________________
В пробирку с осадком карбоната кальция продолжайте пропускать
углекислый газ до растворения осадка. Составьте уравнение реакции
взаимодействия средней соли с избытком угольной кислоты:
__________________________________________________________________
Полученный раствор разделите на две пробирки. Одну из них нагрейте, к
другой прибавьте раствор гидроксида кальция. Напишите уравнения реакций
термического разложения и превращения кислой соли в среднюю:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какие кислоты способны к образованию кислых солей и каковы условия их
получения?)
21
Опыт 7. Получение основной соли
В пробирку налейте раствор сульфата меди (II) и прибавьте избыток
раствора щелочи. Напишите уравнение реакции и отметьте ваши
наблюдения:
______________________________________________________________
__________________________________________________________________
Полученный осадок нагрейте и запишите уравнение реакции и свои
наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
В другой пробирке к раствору сульфата меди (II) прилейте несколько капель
разбавленного раствора щелочи. Напишите уравнение реакции образования
основной соли:
__________________________________________________________________
Полученный осадок нагрейте и запишите свои наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какие основания способны к образованию основных солей и каковы условия
их получения?)
22
Контрольные вопросы и упражнения
1. Составьте уравнения реакции, с помощью которых можно
осуществить указанные превращения:
а) BaO  BaCl2  Ba(NO3)2  BaSO4
б) P  P2O5  H3PO4  Na3PO4  Ca3(PO4)2  CaHPO4  Ca3(PO4)2
2. Составьте (напишите) уравнения реакций между кислотами и
основаниями, приводящие к образованию следующих солей:
NaNO3, NaHSO4, Na2HPO4, K2S, Fe2(SO4)3, AlOHCl2.
3. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать:
CO2, H2SO4, Ba(OH)2, NaCl, AgNO3, NaOH ?
Составьте уравнения реакций.
4. Составьте уравнения реакций получения всеми возможными
способами следующих солей: сульфата бария, гидроксохлорида железа (III),
сульфида свинца, нитрата меди (II)
5. Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом калия:
Mg(OH)2, Al(OH)3, ZnO, Ba(OH)2, Al2O3?
Напишите уравнения реакций.
Работа 2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
Цель работы: изучение влияния концентрации, температуры,
катализатора на скорость химических реакций; изучение влияния различных
факторов на установление и смещение химического равновесия.
Пояснение к опытам 1 и 2.
Изменение скорости химической реакции от концентрации
реагирующих веществ и от температуры удобно наблюдать на примере
гомогенной реакции взаимодействия растворов тиосульфата натрия Nа2S2О3
и серной кислоты Н2SО4. Известно, что соли тиосерной кислоты устойчивы, а
сама тиосерная кислота неустойчива даже в разбавленном растворе и при
действии на растворы ее солей кислотами образуются следующие продукты:
Nа2S2О3 + Н2SО4 = Nа2SО4 + SО2↑ + S + Н2О
Выделяющаяся сера вызывает помутнение (опалесценцию) раствора.
Время, которое проходит от момента сливания двух растворов реагирующих
веществ Nа2S2О3 и Н2SО4 до заметного появления опалесценции, зависит от
концентрации реагирующих веществ и температуры, и может
характеризовать относительную скорость реакции. Чем быстрее появляется
опалесценция, тем больше скорость данной реакции.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
В три пробирки налейте 2%-ный раствор тиосульфата натрия в
следующих количествах: в первую – 1 мл, во вторую – 2 мл, в третью – 3 мл.
Объем раствора в каждой пробирке должен быть одинаковым, поэтому в
первую пробирку добавьте из бюретки 2 мл дистиллированной воды, во
23
вторую 1 мл дистиллированной воды, содержимое третьей пробирки оставьте
без изменения.
Затем в три другие пробирки налейте из бюретки по 1 мл 2%-ного
раствора серной кислоты. Влейте серную кислоту в первую пробирку с
раствором тиосульфата натрия и одновременно включите секундомер.
Определите время (сек) появления опалесценции. То же самое проделайте с
растворами тиосульфата натрия во второй и третьей пробирке. Полученные
результаты запишите в таблицу:
№ пробирки
1
2
3
Объем Объем Объем
Время
Nа2S2О3, Н2О, Н2SО4, появления
мл
мл
мл опалесценции
, с
1
2
1
2
1
1
3
0
1
Скорость
реакции
υ=1/, с-1
Постройте график, отложив по оси абсцисс концентрацию тиосульфата
натрия (число мл), а по оси ординат - скорость реакции. Полученные
величины скорости реакции преобразуйте так, чтобы получить целые числа,
удобные для нанесения на ось ординат в соответствующем масштабе.
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
(как скорость реакции взаимодействия Nа2S2О3 с Н2SО4 зависит от
концентрации Nа2S2О3?)
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
В три пробирки налейте из бюретки по 5 мл раствора тиосульфата
натрия, в три другие – по 2 мл раствора серной кислоты.
Поместите две пробирки, одну с раствором тиосульфата натрия,
другую с раствором серной кислоты, в стакан с водой и через 5 мин измерьте
температуру воды термометром. Затем раствор серной кислоты влейте в
пробирку с тиосульфатом натрия, не вынимая ее из стакана. Отметьте время
появления опалесценции. Повторите опыты, повысив температуру в стакане
для второй пары пробирок на 10оС и для третьей пары – на 20оС по
сравнению с первой. Запишите результаты в таблицу:
№
пробирки
Объем
Nа2S2О3,
мл
1
2
3
5
5
5
Объем Температур
Время
о
Н2SО4,
а, С
появления
мл
опалесценц
ии , с
2
t1
2
t2 = t1 +10
2
t3 = t1 +20
Скорость
реакции
υ=1/, с-1
24
Постройте график зависимости скорости реакции от температуры,
отложив по оси абсцисс температуру, а по оси ординат - скорость реакции.
Рассчитайте температурные коэффициенты скорости реакции в
температурных интервалах t2-t1 (1) и t3-t2 (2).
Расчет: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(как зависит скорость реакции от температуры?)
Опыт 3. Влияние величины поверхности соприкосновения реагирующих
веществ на скорость реакции
Налейте в две пробирки одинаковый объем разбавленной соляной
кислоты. Одновременно внесите кусочки мрамора в одну пробирку, а
порошок в другую. Напишите уравнение реакции и математическое
выражение закона действующих масс:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Отметьте время окончания реакции в обеих пробирках:
1-я пробирка: ______________________________________________________
2-я пробирка: ______________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(как влияет величина поверхности соприкосновения реагирующих веществ
на скорость химической реакции, протекающей в гетерогенной системе?)
Опыт 4. Влияние кислотности среды на скорость реакции
В две пробирки налейте 1-2 мл разбавленного раствора перманганата
калия и в одну из них добавьте немного раствора серной кислоты, а в другую
25
такое же количество раствора уксусной кислоты. Затем в обе пробирки
одновременно прилейте равные объемы бромида калия. Напишите уравнения
реакции и отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(в какой пробирке изменение окраски раствора происходит быстро и
почему?)
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(как влияет сила кислоты на скорость реакции?)
Опыт 5. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое
равновесие
Для наглядной демонстрации влияния концентрации веществ на
смещение
химического
равновесия
часто
используют
реакцию
взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом калия или аммония:
FeCl3 + 3КSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3КCl
Смешайте в пробирке по 5 мл разбавленных растворов хлорида
железа (III) и роданида калия. Образованием какого вещества обусловлена
окраска полученного раствора?
__________________________________________________________________
Содержимое пробирки разделите на 4 части. В первую пробирку добавьте 1-2
мл концентрированного раствора хлорида железа (III), во вторую концентрированного раствора роданида калия, в третью - немного
кристаллов хлорида калия и содержимое каждой пробирки перемешайте, а
четвертую пробирку оставьте для сравнения. Сравните окраску растворов в
этих трех пробирках с окраской исходного раствора в четвертой пробирке.
Результаты опыта запишите в таблицу:
Изменение
Направление
№
Что
интенсивности смещения равновесия
пробирки добавлено
окраски
(вправо, влево)
Напишите выражение для константы равновесия данного процесса:
__________________________________________________________________
26
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(объясните изменение окраски растворов на основании принципа Ле
Шателье)
Опыт 6. Влияние температуры на смещение химического равновесия
Для изучения влияния температуры на состояние химического
равновесия, можно использовать реакцию:
2NO2 ↔ N2O4 + Q
Оксид азота (IV) NO2 - бурый газ, его димер N2О4 - бесцветное
вещество. Благодаря этому направление, в котором смещается равновесие
данной реакции, легко определить по изменению интенсивности окраски
соединений.
Используйте прибор, имеющий П-образную форму с шарообразными
концами, заполненный смесью NO2 и N2О4. Один из шариков прибора
опустите в стакан с холодной водой или снегом, а другой - опустите в стакан
с горячей водой. Через некоторое время сравните интенсивность окраски в
нагретом и охлажденном шариках:
Нагретый шарик: ___________________________________________________
Охлажденный шарик: _______________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(объясните влияние температуры на смещение химического равновесия с
точки зрения принципа Ле Шателье)
27
Контрольные вопросы и упражнения
1. Из перечиленных ниже уравнений химических превращений
отметьте, какие являются обратимыми, какие необратимыми и почему ?
а) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
б) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
в) KCl + NaNO3 = NaCl + KNO3
г) HCl + NaOH = NaCl + H2O
д) Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
е) 2SO2 + O2 = 2SO3
2. В какую сторону сместиться равновесие реакции:
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + Q
а) при понижении температуры?
б) при повышении давления?
в) при увеличении концентрации водорода?
3. В каких случаях можно однозначно сказать о смещении равновесия
в следующих системах при: а) одновременном увеличении температуры и
давления; б) одновременном понижении температуры и увеличении
давления:
a) CO + H2O(г) ↔ CO2 + H2 + Q
г) 2C(тв.) + O2 ↔ 2CO + Q
б) N2O4 ↔ 2NO2 - Q
д) 2H2O(г) ↔ 2H2 + O2 - Q
в) 2CO + O2 ↔ 2CO2 + Q
е) N2 + O2 ↔ 2NO – Q
4. Через некоторое время после начала реакции 3A + B ↔ 2C + D
концентрации веществ составляли (моль/л): [A] = 0,03; [B]=0,01; [C] = 0,008.
Каковы исходные концентрации веществ A и B? Определите константу
равновесия данной реакции.
5. Как изменится скорость реакции
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)
если: а) увеличить давление в системе в 5 раз?
б) уменьшить объем системы в 3 раза?
в) повысить концентрацию NO в 2 раза?
28
Работа 3. Свойства растворов
Цель работы: ознакомление с физико-химической природой процесса
растворения, растворимостью веществ, различными видами растворов, а
также с основными свойствами растворов. Изучение электрической
проводимости растворов электролитов и зависимостью ее от различных
факторов, умение предсказывать направление обменной реакции в растворах
электролитов. Изучение реакций гидролиза солей различных типов.
Получение осадков малорастворимых электролитов.
Опыт 1. Тепловой эффект растворения
В три пробирки налейте до половины объема воды и определите ее
температуру. В первую пробирку внесите 2-3 г нитрата аммония, осторожно
перемешайте и определите температуру раствора. Во вторую пробирку
добавьте небольшое количество кристаллического гидроксида натрия и после
перемешивания определите температуру раствора. В третью пробирку
внесите 2-3 г хлорида натрия, перемешайте и также определите температуру
раствора. Полученные результаты занесите в таблицу.
Тепловой эффект
Растворяемое Температура Температура
процесса
вещество
H2O, С
раствора, С
растворения
NH4NO3
NaOH
NaCl
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(объясните различие тепловых эффектов процесса растворения; используя
принцип Ле Шателье, предскажите влияние изменения температуры на
растворимость исследуемых соединений)
Опыт 2. Растворимость жидкости в жидкости
а) Налейте в пробирку 2 мл глицерина и добавьте в нее осторожно
равный объем воды. Запишите ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
Энергичным встряхиванием перемешайте полученную смесь и
запишите ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какова растворимость глицерина в воде?)
29
б) В пробирку налейте 5 мл воды и добавьте по каплям органический
растворитель (бутиловый спирт, изооктан и т.п.) до образования небольшого
слоя на поверхности. Интенсивно встряхните содержимое пробирки.
Запишите ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
в) К полученному в предыдущем опыте раствору добавьте при
перемешивании
этанол.
Запишите
ваши
наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(объясните гомогенизацию раствора третьим компонентом)
Опыт 3. Электропроводность растворов различных веществ
(групповой опыт)
а) Изучение электропроводности растворов различных веществ
проведите с помощью прибора, сравнивая интенсивность свечения
электрической
лампочки.
Каждый
из
исследуемых
растворов
(дистиллированная вода, водные растворы этилового спирта, соляной
кислоты, гидроксида натрия, хлорида натрия, аммиака, уксусной кислоты и
глюкозы) поместите в стаканчик емкостью 50 мл, опустите в раствор
электроды, включите прибор в электрическую сеть и оцените интенсивность
свечения лампочки (после каждого опыта промывайте электроды
дистиллированной водой). Результаты опытов занесите в таблицу:
Исследуемый раствор
Интенсивность
свечения
лампочки
Тип раствора
Дистиллированная вода (H2O)
Водный раствор этилового
спирта (C2H5OH)
Водный
раствор
глюкозы
(С6Н12О6)
Водный раствор гидроксида
натрия (NaOH)
Водный раствор хлорида
натрия (NaCl)
Водный раствор аммиака
(NH3∙H2O)
Водный раствор соляной
кислоты (HCl)
Водный раствор уксусной
кислоты (CH3COOH)
30
б) Оцените электропроводность спиртовых растворов гидроксида и
хлорида натрия:
Исследуемый спиртовой
раствор
(растворитель – С2Н5ОН)
Гидроксид натрия (NaOH)
Хлорид натрия (NaCl)
Интенсивность
свечения лампочки
Тип раствора
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(объясните различие электропроводности водных и спиртовых растворов
одних и тех же веществ)
в) В стакан вместимостью 50 мл слейте по 10 мл водных растворов
аммиака и уксусной кислоты, оцените электропроводность полученного
раствора: __________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Опыт 4. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов
Налейте в пробирку 5 мл разбавленного раствора уксусной кислоты,
добавьте 2 капли универсального индикатора.
Наблюдения: ______________________________________________________
Добавьте в пробирку небольшое количество ацетата аммония.
Наблюдения: ______________________________________________________
Напишите уравнение диссоциации кислоты и соли:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Запишите выражение для константы диссоциации кислоты:
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(оцените влияние одноименных ионов на диссоциацию слабого электролита
исходя из принципа Ле Шателье и константы диссоциации)
Опыт 5. Изучение относительной силы кислот
В две пробирки поместите по 1-2 гранулы цинка и прилейте в первую
пробирку 5 мл 2 М раствора соляной кислоты, во вторую 5 мл 2 М раствора
уксусной кислоты. Напишите уравнения реакций:
__________________________________________________________________
31
__________________________________________________________________
Наблюдения: ______________________________________________________
__________________________________________________________________
(отметьте, в какой пробирке реакция протекает с большей скоростью)
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(используя значения констант диссоциации исследуемых кислот, объясните
различия в скорости реакции)
Опыт 6. Реакции осаждения
Налейте в три пробирки растворы карбоната натрия, иодида натрия и
хромата натрия. Добавьте в первую пробирку раствор хлорида кальция, во
вторую и третью – нитрат свинца.
Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и отметьте
ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(используя значения величин ПР, объясните возможность образования
осадков)
Опыт 7. Гидролиз солей
а) Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой
Налейте в три пробирки по 2-3 мл растворов солей: ацетата, карбоната
и гидрокарбоната натрия.
Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
С помощью универсальной индикаторной бумаги определите рН растворов:
Ацетат натрия: ____________________________________________________
32
Карбонат натрия: ___________________________________________________
Гидрокарбонат натрия: ______________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
(определите тип гидролиза)
б) Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой
Определите рН растворов хлоридов аммония и алюминия:
Хлорид аммония: __________________________________________________
Хлорид алюминия: _________________________________________________
Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
(определите тип гидролиза)
в) Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием
Определите рН раствора ацетата аммония:_________________________
Напишите уравнение реакции гидролиза в молекулярном и ионном виде:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(определите тип гидролиза)
Опыт 8. Влияние температуры на гидролиз соли
Налейте в пробирку раствор ацетата натрия и добавьте несколько
капель фенолфталеина.
Наблюдения: ______________________________________________________
Затем нагрейте пробирку до кипения и запишите ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
Охладите раствор под струей холодной воды.
Наблюдения: ______________________________________________________
Запишите уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в молекулярном и
ионном виде:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(как влияет изменение температуры на гидролиз солей?)
33
Опыт 9. Смещение равновесия реакции гидролиза
Налейте в пробирку 3 мл раствора хлорида сурьмы. Разбавьте водой.
Добавьте к полученному осадку несколько капель концентрированной
соляной кислоты.
Напишите уравнение реакции:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Наблюдения:_______________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(объясните смещение ионного равновесия гидролиза взятой соли, используя
закон действия масс и принцип Ле Шателье)
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какой объем хлороводорода (газ, н.у.) следует растворить в 250 г
воды для получения 15% раствора соляной кислоты?
2. Сколько граммов Na2SO4 • 10H2O следует растворить в 250 г воды
для получения раствора, содержащего 5% безводной соли?
3. Сколько граммов KCl следует добавить к 450 г 8%-ного раствора
той же соли для получения 12%-ного раствора?
4. Напишите уравнение реакции взаимодействия растворов карбоната
натрия и хлорида алюминия.
5. Растворимость PbI2 при 25°С равна 6,5 ∙10-4 моль/л. Вычислите ПР
(PbI2).
Работа 4. Изучение реакций окисления-восстановления
Цель работы: проведение качественных опытов, раскрывающих
окислительно-восстановительные свойства отдельных веществ; определение
вожможности протекания реакции в стандартных условиях по значению
величин стандартных потенциалов; расчет Кравн окислительновосстановительного процесса.
Опыт 1. Сравнение химической активности железа и меди
Налейте в пробирку насыщенный раствор CuSО4 и опустите в него
железную стружку.
Напишите уравнение реакции и отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________
__________________________________________________________________
34
Опыт 2. Термическое разложение перманганата калия
Поместите в пробирку небольшое количество кристаллического
перманганата калия. Нагрейте и докажите выделение кислорода с помощью
лучинки.
Напишите уравнение реакции, используя метод электронного баланса (МЭБ):
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
(определите тип окислительно-восстановительного процесса)
Опыт 3. Окислительные свойства нитрата натрия
Поместите в пробирку небольшое количество стружки алюминия,
добавьте концентрированный (30%) раствор щелочи и раствор нитрата
натрия (или калия).
Напишите уравнение реакции, используя метод электронного баланса (МЭБ),
и отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какие свойства проявляет нитрат натрия? укажите тип ОВР)
Опыт 4. Окислительные свойства соединений хрома (VI)
а) К 2-3 мл раствора дихромата калия, подкисленного серной кислотой,
прилейте раствор нитрита натрия.
Напишите уравнение ОВР, отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
______________________________________________________ ____________
(укажите тип окислительно-восстановительной реакции)
б) К 2-3 мл раствора хромата или дихромата калия прилейте раствор
сульфида аммония. Напишите уравнение ОВР, укажите окислитель и
восстановитель:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
35
(чем обусловлено изменение окраски раствора? Каково влияние среды на
продукты восстановления дихромата калия?)
Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства NO2Налейте в одну пробирку раствор перманганата калия, а в другую иодида калия, и в каждую добавьте разбавленной серной кислоты. Затем в
каждую пробирку внесите небольшое количество раствора нитрита калия
(или натрия). Напишите уравнения реакций (МЭБ), отметьте ваши
наблюдения, рассчитайте ЭДС реакции и Кравн .
1.________________________________________________________________
__________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
3.________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства нитритов: в
каком случае нитрит-ионы проявляют восстановительные свойства и в каком
– окислительные свойства?)
Контрольные вопросы и упражнения
1. Определите тип окислительно-восстановительных реакций и
расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
t
 N2 + Cr2O3 + H2O
а) (NH4)2Cr2O7 
t
 NaCl + NaClO3+ H2O
б) Cl2 + NaOH 
t
 Ag + NO2 + O2
в) AgNO3 
г) K2Cr2O7 + HCl(конц)  Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
2. По приведенной электронно-ионной схеме составьте уравнение
окслительно-восстановительной реакции в молекулярной форме:
10Fe2+ - 10 e = 10Fe3+
2MnO4- + 10 e + 16H+ = 2Mn2+ + 8H2O
3. Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты,
используя метод электронного баланса:
а) KCrO2 + Br2 + KOH =
б) K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 =
в) KBr + KBrO3 + H2SO4 =
г) KMnO4 + KNO2 + HNO3 =
4. Какой из окислителей является наиболее сильным:
PbO2, K2Cr2O7, H2O2, Cl2, KMnO4 ?
5. В каком направлении будет протекать реакция:
KCrO2 + Br2 + KOH  K2CrO4 + KBr + H2O
36
Работа 5. Соединения серы
Цель работы: ознакомление со свойствами соединений серы.
Опыт 1. Восстановительные свойства сероводорода (выполнять в
вытяжном шкафу!)
В ряд пробирок налейте хлорной, бромной воды, подкисленных
растворов перманганата и дихромата калия. Во все пробирки добавьте
сероводородной воды и обратите внимание на изменение окраски растворов.
Напишите уравнения ОВР (с помощью МЭБ):
1._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
3._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
4._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какие свойства проявляет сероводород в данных реакциях? рассчитайте ЭДС
для каждой реакции)
Опыт 2. Получение и растворимость сульфидов
В пробирки налейте растворы солей цинка, марганца (II), меди (II),
свинца (II), железа (II), калия и добавьте сероводородную воду, отметьте
образование и цвет полученных осадков.
Напишите уравнения реакций:
1._________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
3._________________________________________________________________
4._________________________________________________________________
5._________________________________________________________________
6._________________________________________________________________
К растворам, в которых при действии сероводородной воды осадков не
образовалось, прилейте раствор сульфида натрия или аммония, запишите
соответвующие уравнения реакции:
__________________________________________________________________
37
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(отметьте, в каких пробирках образовались осадки и их окраску)
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какова растворимость сульфидов в воде и разбавленных кислотах; сделайте
вывод о классификации сульфидов и методах их получения (ПР и Кд (H2S)))
Опыт 3. Получение оксида серы (IV) и его растворимость в воде
а) В колбу Вюрца поместите стружку меди, а в капельную воронку –
концентрированную серную кислоту. Серную кислоту вводите небольшими
порциями. Выделяющийся оксид серы (IV) соберите с помощью
газоотводной трубки в пробирку с небольшим количеством воды.
Напишите уравнение реакции получения SO2, отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Cоставьте уравнение химической реакции, сопровождающей растворение в
воде оксида серы (IV), и уравнение ступенчатой диссоциации сернистой
кислоты:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какова среда полученного раствора?)
б) Налейте в пробирку ~ 1 мл раствора фуксина и пропустите ток
оксида серы (IV). Прокипятите раствор.
Наблюдения: ______________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какова роль оксида серы (IV)?)
Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства сульфит-иона
Налейте в 3 пробирки раствор сернистой кислоты, в одну добавьте
хлорную воду, в другую – несколько капель пероксида водорода, в третью –
сероводородную воду. Напишите уравнения соответствующих ОВР:
1._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
3._________________________________________________________________
38
__________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(в каком случае сульфит-ион проявляет окислительные свойства, а в каком –
восстановительные?)
Опыт 5. Окислительные свойства серной кислоты
а) Подействуйте растворами разбавленной и концентрированной
серной кислоты на медь, алюминий, цинк.
Напишите соответствующие уравнения ОВР:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(сравните окислительные свойства разбавленной и концентрированной
серной кислоты)
Опыт 6. Качественная реакция на сульфат-ион
В пробирку налейте небольшое количество растворимой соли серной
кислоты и затем добавьте хлорид или нитрат бария.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, отметьте
ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
Опыт 7. Водоотнимающие свойства концентрированной серной
кислоты
39
а) В пробирку с концентрированной серной кислотой опустите на
некоторое время лучинку.
Запишите ваши наблюдения:____________________________________
Вывод: ______________________________________________________
б) На листе бумаги напишите любой текст лучинкой, смоченной
раствором серной кислоты.
Отметьте наблюдаемые изменения: ___________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
Контрольные вопросы и упражнения
1. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
а) S → ZnS → H2S → SO2 → SO3 → Na2SO4 → NaCl
б) FeS → SO2 → NaHSO3 → Na2SO4 → NaNO3 → O2 → SO2
в) H2S → S → FeS → SO2 → SO3 → BaSO4 → BaS
2. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной
кислоты. Как влияет на смещение равновесия добавление: а) разбавленной
серной кислоты; б) нитрата свинца; в) щелочи?
3. Что будет происходить при добавлении к сульфиду железа (II): а)
соляной кислоты; б) азотной кислоты?
Составьте уравнения протекающих реакций.
4. Укажите, будут ли протекать следующие реакции, и напишите
соответствующие уравнения:
а) H2SO4(конц.) + С =
б) H2SO4(разб.) + Сu =
в) H2SO4(конц.) + Сu =
г) H2SO4(разб.) + Mg =
5. Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом
электронного баланса:
а) KI + H2SO4(конц.) = H2S + ...
б) S + NaClO + NaOH = Na2SO4 + ...
в) Na2SO3 + HNO3 = Na2SO4 + ...
г) H2S + KMnO4 = MnO2 + ...
40
Работа 6. Соединения марганца
Цель работы: ознакомление с химическими свойствами соединений
марганца.
Опыт 1. Соединения Mn (II)
а) К раствору сульфата марганца (II) прилейте раствор гидроксида
натрия.
Напишите уравнение реакции, отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Разделите осадок на четыре части. Первую оставьте на воздухе.
Вторую порцию обработайте раствором кислоты, третью - избытком щелочи.
К четвертой порции осадка прилейте бромную воду.
Напишите уравнения реакций, отметьте ваши наблюдения:
1._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
3._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
4._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ____________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какой вывод можно сделать о свойствах Mn(OH)2?)
б) К раствору сульфата марганца (II) прилейте раствор сульфида
аммония, обратите внимание на цвет полученного осадка.
Напишите уравнение реакции:
______________________________________________________
______________________________________________________
Испытайте отношение сульфида марганца к разбавленным растворам
кислот: серной, соляной.
Напишите уравнения реакций, отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________
___
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(сделайте вывод о растворимости сульфида марганца в разбавленных
кислотах)
в) В сухую пробирку на кончике шпателя внесите немного оксида
свинца (IV) или сурика, прилейте 2-3 мл воды и 3-4 капли
41
концентрированной азотной кислоты (Осторожно ! Под тягой). Осторожно
нагрейте содержимое пробирки до кипения. После охлаждения и осаждения
осадка прибавьте в пробирку 1 каплю раствора сульфата марганца (II).
Напишите уравнение ОВР, отметьте ваши наблюдения:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
Опыт 2. Получение манганата калия и изучение его свойств
а) Поместите в пробирку немного кристаллов перманганата калия и
нагрейте. Услышав легкое потрескивание, внесите в пробирку тлеющую
лучинку.
Напишите уравнение ОВР:
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
По окончании реакции охладите пробирку и растворите ее содержимое в
небольшом количестве раствора щелочи.
Запишите ваши наблюдения:_________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
(условия получения манганата калия? роль щелочи?)
б) Полученный в предыдущем опыте раствор манганата калия разлейте
в 5 пробирок. В первую прибавьте воды. Во вторую - уксусной кислоты. В
третью пробирку прилейте свежеприготовленную хлорную воду до
изменения окраски раствора. Содержимое четвертой пробирки прилейте к
раствору щавелевой кислоты, предварительно нагретому до 80С. В пятую
пробирку прилейте насыщенного раствора хлорида бария.
Напишите уравнения соответствующих ОВР, отметьте ваши наблюдения:
1._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
3._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
4._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
42
5._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(какие свойства проявляет манганат калия в этих реакциях?)
Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия в зависимости
от характера среды
В три пробирки налейте по 2 мл разбавленного раствора перманганата
калия. В первую пробирку добавьте несколько капель разбавленной серной
кислоты, во вторую – гидроксида натрия, в третью пробирку - воды. Затем в
каждую пробирку прилейте по каплям раствор сульфита натрия или калия.
Составьте уравнения ОВР (МЭБ) и отметьте ваши наблюдения; рассчитайте
ЭДС рекций и Kравн
1._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
2._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
3._________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
Вывод: ___________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
(сделайте вывод о влиянии среды на окислительные свойства перманганата
калия, используйте таблицу стандартных ОВ потенциалов. Как меняются
основно-кислотные и окислительно-восстановительные свойства соединений
марганца с изменением степени окисления элемента?
Контрольные вопросы и упражнения
1. Напишите формулы гидроксидов марганца, соответствующие его
оксидам: MnO, MnO2, MnO3, Mn2O7. Докажите кислотно-основные свойства
каждого гидроксида уравнениями реакций.
2. Допишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом
электронного баланса:
а) KI + KMnO4 + HCl = KIO3 + ...
б) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 = O2 + ...
в) KNO2 + K2MnO4 + H2SO4 = MnSO4 + ...
3. Закончите уравнения реакций образования манганатов, протекающих
при щелочном сплавлении:
43
а) MnSO4 + KClO3 + KOH →
б) MnO2 + KClO3 + Na2CO3 →
в) MnO2 + NaNO3 + NaOH →
4. Определите возможность окисления в водных растворах при
стандартных условиях раствором KMnO4 (MnO4- + 8H+ + 5 e → Mn2+ + 4H2O,
E0 = 1,51В) следующих веществ:
а) CrCl2 (Cr3+ + 1 e → Cr2+, E0 = -0,41В)
б) MnSO4 (Mn3+ + 1 e → Mn2+, E0 = 1,51В)
в) CuCl (Cu2+ + 1 e → Cu+, E0 = 0,16В)
5. Составьте уравнения реакций:
Mn → Mn2+ → MnO4- → MnO2 → MnO42- → MnO2
Приложение 2
В качестве примера приведены по одному варианту перфокарт по
каждой изучаемой теме. Всего по каждой теме 6 вариантов.
1. Основные классы неорганических соединений.
Вариант 1
1. Основными оксидами являются:
1) CuO 2) Al2O3 3) Cr2O3 4) SO3 5) Nа2O 6) ZnO 7) MnO 8) SiO2
2. Какие вещества могут взаимодействовать с серной кислотой?
Напишите уравнения реакций.
1) HNO3 2) Mg(OH)2 3)HCl 4) CaCO3
3. С водой реагируют оксиды. Напишите уравнения реакций.
1) BaO 2) Li2O 3) CuO 4) SO3 5) CaO 6) SiO2 7) Fe2O3
4. Назовите соли:
1.
K2SO3, Cа(NO3)2, Са(НСО3)2 , MgOHCl
К какому типу солей относится каждое из них? Приведите уравнения
реакций их получения.
5. Какие вещества являются основаниями?
1) NаOН 2) Nа2O 3) NаCl 4) Са(OH)2 5) FeCl3 6) Fe(OH)3
2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
Вариант 1
1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при
увеличении температуры на 30ºС, если температурный коэффициент равен 3?
1) 27 2) 9 3) 12 4) 15
2. В направлении какой реакции сместится равновесие в системе Н2 +
Cl2 ↔ 2НCl при повышении давления?
1) Влево 2) Вправо 3) Не изменится
3. Во сколько раз увеличится скорость реакции А + 2В = С при
увеличении концентрации вещества В в 3 раза?
1) 2 2) 3 3) 6 4) 9 5) 4
44
4. Определите скорость химической реакции 2СО + О2 ↔ 2СО2 , если
исходные концентрации [CO]исх = 2 моль/л, [О2]исх = 4 моль/л, а константа
скорости равна 0,2.
1) 4 2) 2,5 3) 3,2 4) 5,1
5. В какую сторону сместится равновесие 2NО + О2 ↔ 2NО2, если
увеличить концентрацию вещества 2NО2
1) влево 2) вправо 3) не сместится
3. Растворы неэлектролитов.
Вариант 1
1. Будут ли одинаковыми теплоты растворения нитратов калия и кальция в
воде?
1) Да
2) Нет
2. Какой объем H2S04 w=96% плотностью p= 1,84 г/мл необходимо взять для
приготовления 1 л 0,1М раствора?
1) 6,5 мл 2) 5,54 мл 3) 4,5 мл 4) 3,5 мл
3. Будет ли справедливо утверждение «Вещество нерастворимо, т.к. ∆ Н растворения
=0»?
1) Да
2) Нет
4. Среди веществ указать те, которые неограниченно растворимы в пентане
(С5Н12)?
1) Гексан C6H14 2) Ацетон СН3-СО-СН3 3) Этиловый спирт С2Н5ОН
4) КОН
5. Какую массу NaOH необходимо взять для приготовления 250 мл 0,2M
раствора?
1) 2г 2) 3г 3) 5г 4) 6г
4. Растворы электролитов.
Вариант 1
1. Из реакций, перечисленных ниже, практически до конца идет:
1) Na2S04+KCl →
2) Cr(N03)2+Na2SО4 →
3) NaNО3+KOH→
4)
H2SО4+BaCl2→
2. Напишите уравнение диссоциации водного раствора H2SO3
3. В водных растворах каких веществ рН раствора будет больше 7?
1) Na2CО3 2)FeCl3
3) CuSО4
4) CH3COONa
4. Чему равен рН раствора уксусной кислоты, СН3СООН если её
концентрация Сн=1*10-3 моль/л, а степень диссоциации α=0,1?
1) 4
2) 5 3) 10 4) 7
5. Напишите уравнение гидролиза соли A1(NО3)3 и определите рН среды.
1) рН =7
2) рН >7
3) pH<7
5. Окислительно-восстановительные реакции.
Вариант 1
1. Какие вещества могут проявлять только окислительные свойства?
1) KMnO4 2) H2SO4
3) Na2SО3
4)KJ
45
2. Будет ли металлическое серебро растворяться в разбавленной серной
кислоте?
Е0 Ag+/Ag° = +0,79В
Е0 2Н+/Н2 = 0,0В
1) Да 2) Нет
3. Сколько молекул соляной кислоты участвует в качестве
восстановителя в данной реакции?
КМпО4 + HCI → CI2 + MnCI2 + KCI + Н2О
1) 10 2) 5
3) 9
4) 16
4. Какие реакции относятся к реакциям диспропорционирования?
1) С12 + Н2О → НСIО + HCI
2) КМnO4 + HCI → KCI + MnCI2 + CI2 + Н2O
3) HNO2 → HNO3 + NO + Н2O
4) KNO3 → KNO2 + O2
5. Уравнять уравнение реакции и подсчитать сумму коэффициентов в
левой части
NaBr + NaBrО3 + H2SО4 = Br2 + Na2SО4 +H2О
1) 10 2) 5
3) 9
4) 15
6. Хлор и его соединения.
Вариант1
1. Как изменяется сродство к электрону и электроотрицательность
галогенов в подгруппе?
1) увеличивается
2) уменьшается 3) не изменяется
2. Какую реакцию среды имеют водные растворы галогенов?
1) кислую
2) щелочную
3) нейтральную
3. Что образуется при взаимодействии брома со щелочью (КОН) при
нагревании?
1) НВг
2) КВгО3
3)КВг 4) НВгО
4.
Какие
продукты
образуются
при
взаимодействии
концентрированной серной кислоты с йодидом калия?
1) НJ
2) J2
3) K2SO4
4) H2S
5. Закончить уравнение реакции и расставить коэффициенты
Сl2 + KOH →(t)
7. Сера и её соединения.
Вариант 1
1. Какие сульфиды не осаждаются сероводородом из растворов солей?
1) PbS
2) CuS
3) ZnS 4) FeS
2. Какие вещества реагируют с разбавленной серной кислотой?
1) NaCl 2) K2S
3) CuO 4) HNO3
3. Какова среда реакции раствора оксида серы (IV)?
1)кислая
2) щелочная
3) близкая к нейтральной
4. Какие свойства в реакциях проявляет серная кислота?
46
1) окислительные
2) восстановительные
3) окислительновосстановительне
5. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронного
баланса:
Cu + H2SO4 (конц) →
8. Марганец и его соединения.
Вариант 1
1. В какой среде производилось восстановление перманганата калия,
если раствор стал зеленым?
1) в кислой
2) в щелочной
3) в нейтральной
2. Какие из указанных степеней окисления проявляет марганец в
устойчивых своих соединениях?
1) 2+
2) 4+
3) 6+
4) 7+
3. Какие вещества образуются при растворении марганца в
разбавленной соляной кислоте?
1) MnCI2
2) MnCI4
3) Н2
4. В какой степени окисления должен находиться марганец, чтобы его
гидроксид обладал наиболее сильными кислотными свойствами?
1) 2+
2) 4+
3) 6+
4) 7+
5. Закончить уравнение реакции и расставить коэффициенты
КМnO4 + КОН + K2SO3 →
Приложение 3
Ролевая игра «Суд над хлором».
Для проведения игры были созданы группы студентов по
направлениям: химики-экспериментаторы, биологи, экологи, которые
занимались подбором материала для урока.
Цель занятия. Дать представление о составе и строении хлора, его
физических и химических свойствах, положительной и отрицательной роли
этого газа, соединениях хлора, их значении.
Оборудование и реактивы: KMnO4, K2Cr2O7, KClO3, HCl, Sb, P, AgNO3,
Zn, CuO, Cu(OH)2, CaCO3.
Участники судебного заседания: секретарь суда, судья, прокурор,
подсудимый хлор, адвокат, химик-экспериментатор, эксперты - биолог,
эколог, химик, судмедэксперт, свидетели.
Секретарь суда: Встать. Суд идет. Прошу всех сесть. Явка ответчиков,
истцов, пострадавших, свидетелей, экспертов обеспечена.
Судья: (называет настоящие фамилию, имя, отчество студента,
играющего роль судьи) Сегодня в этом зале вершится суд над хлором – газом
зеленовато-желтого цвета, с очень резким запахом. Вдыхание его даже в
небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и
воспаление слизистых оболочек. Более значительное количество хлора может
47
вызвать тяжелое отравление и даже смерть. Хлор обвиняется в нанесении
вреда всем живым существам – от едва различимых под микроскопом
бактерий до крупных животных и человека.
Суду необходимо:
определить состав преступления, выслушав прокурора;
подтвердить преступную деятельность показаниями свидетелей;
выслушать показания обвиняемого – хлора;
познакомиться с показаниями защитников обвиняемого;
принять справедливое решение.
Слово по составу преступления предоставляется прокурору.
Прокурор: Гражданин хлор и его производные действительно
загрязняют окружающую атмосферу и делают её неблагоприятной для жизни
человека и животных. Гражданин хлор виновен в массовом убийстве людей
на войне и в мирное время. Хлор агрессивен, нападает на вещества, и они
перестают существовать в свободном виде. Всё это означает, что нужно
судить гражданина хлора по всей строгости закона и изолировать его от
общества.
Судья: Суд выслушал обвинение, выдвинутое в адрес гражданина
хлора, и приступает к слушанию свидетельских показаний. Давайте
предоставим слово химику, пусть он нам подробнее расскажет о хлоре.
Химик: Хлор находится в 3 периоде, 7 группе главной подгруппе
периодической системы. Строение внешнего электронного слоя 3s25p5, до
завершения электронного слоя хлору не хватает одного электрона, поэтому
он обладает большой величиной энергии сродства к электрону и это
объясняет его высокую окислительную активность.
В лабораториях хлор получают действием различных окислителей на
концентрированную соляную кислоту.
2 KMnO4 + 16 HCl = 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O
K2Cr2O7 + 14 HCl = 3 Cl2 + 2 CrCl2 + 2 KCl + 7 H2O
KClO3 + 6 HCl = 3 Cl2 + KCl + 3 H2O
Так как это очень ядовитое вещество, то все реакции необходимо
проводить в вытяжном шкафу.
В свободном виде хлор существует в виде двухатомной молекулы.
Хлор окисляет металлы и неметаллы.
3 Cl2 + 2 Sb = 2 SbCl3
5 Cl2 + 2 P = 2 PCl5
Отнимает водород от сложных веществ.
C10H16 (скипидар) + 8 Cl2 = 16 HCl + 10 С
Хлор мало растворим в воде.
Cl2 + H2O = HCl + HClО
Раствор, в котором в одном объеме воды растворено 2,5 объемов хлора,
называется хлорной водой. При растворении хлора в гидроксиде калия
получается бытовое средство «Белизна», которое используется для
отбеливания тканей.
Cl2 + 2 КOН = КCl + КClО + H2O (на холоду)
48
Судья. Суд выслушал обвинение, выдвинутое в адрес гражданина
хлора, и приступает к слушанию свидетельских показаний. Приглашается 1-й
свидетель.
1-й свидетель. В первую мировую войну хлор нашел неожиданное
применение как оружие массового уничтожения. Послушаем отрывок из
романа М.Шолохова “Тихий Дон, где описывается зелено-желтый газ,
который стал убийцей многих тысяч людей: “На рассвете 3 октября немцы,
употребив удушливые газы, отравили три батальона 256-го полка и заняли
первую линию… Валет, клацнув зубами, отпрыгнул, и на то место. Где
секунду назад стояли его ноги, спиленным деревом упал стоявший под
сосной человек. Они перевернули его лицом вверх и тут только догадались,
что под сосной нашел себе последний приют этот отравленный газами,
бежавший от смерти, которую нес в своих легких, солдат одного из трех
батальонов 256-го пехотного полка. Рослый, широкоплечий парень, он лежал
вольно откинув голову с лицом, измазанным при падении клейкой грязью,
изъеденным газом, разжиженными глазами, из стиснутых зубов его черным
глянцевидным бруском торчал пухлый мясистый язык.
- Пойдем. Пойдем ради бога! Пусть он себе лежит, - шепнул товарищ,
дергая Валета за руку.
Они пошли и сейчас же наткнулись на второй труп. Мертвые стали
попадаться чаще. В нескольких местах отравленные лежали копешками,
иные застыли сидя на корточках, некоторые стояли на четвереньках – будто
паслись, а один, у самого хода сообщения, ведущего во вторую линию
окопов, лежал, скрючившись калачиком, засунув в рот искусанную от муки
руку”.
Судья. Слово по этому факту предоставляется судмедэксперту.
Судмедэксперт. Действительно, хлор очень токсичен. Он раздражает
слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. Острое отравление
развивается почти немедленно. При вдыхании хлора отмечаются стеснение и
боль в груди, сухой кашель, учащенное сердцебиение, резь в глазах,
слезотечение, повышение лейкоцитов в крови и температуры тела.
Возможны бронхопневмония, токсический отек легких, депрессивное
состояние, судороги. В легких случаях отравления выздоровление наступает
через 3-7 суток.
Судья. Спасибо. Слово предоставляется следующему свидетелю.
2-й свидетель. Вскоре после хлора был применен другой удушающий
газ – фосген. Это соединение хлора с оксидом углерода:
49
CO + Cl2 = COCl2
В 1917 г. массовое применение нашел иприт, который тоже содержал в
себе хлор. К концу войны применялось более 50 различных боевых
отравляющих веществ (ОВ), 95% которых – производные хлора. Чтобы
судить об эффективности ОВ на полях войны, достаточно указать, что в
одной только английской армии, занимавшей среди воюющих государств
пятое место по своей численности, с июля 1917 г. по ноябрь 1918 г. ОВ
вывели из строя более 160 тыс. человек.
Судья. Спасибо. Теперь все понятно. Но хлор имеет сообщников. Он
нашел их в среде неметаллов. Например, водород на свету активно
взаимодействует с хлором, да еще со взрывом.
2-й свидетель. Уважаемые судьи! Я и сам не понимаю, как у такого
почтенного родителя, как водород, мог родиться этот бесцветный газ с
резким запахом. При вдыхании раздражает дыхательные пути и вызывает
удушье. Он в 1,3 раза тяжелее воздуха; очень быстро растворяется в воде, в
одном объеме воды растворяется 500 объемов хлороводорода. Называется
соляной, или хлороводородной кислотой.
Судья. Спасибо. Для дачи показаний приглашается представитель
химической лаборатории.
Представитель химической лаборатории. Соляная кислота – бесцветная
жидкость. Концентрированная кислота содержит до 37% хлороводорода и на
воздухе “дымит”. Будучи сильной кислотой, она обладает всеми их
свойствами. Многие металлы, основные оксиды, основания, некоторые соли
и газы взаимодействуют с соляной кислотой:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O,
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O,
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,
NH3 + HCl = NH4Cl.
А нитрат серебра от соляной кислоты без ума; при появлении у него
мутнеет рассудок.
Судья. Спасибо. Приглашается для дачи показаний эколог. Что вы
можете сказать об участии хлороводорода и соляной кислоты в образовании
кислотных дождей?
Эколог. Впервые кислотные дожди были отмечены в Скандинавии.
Потом появились на северо-востоке США. Сейчас проблема, связанная с
50
кислотными дождями существует во всем индустриальном мире. Рыба
исчезла из многих озер. Поверхность каменных и бетонных домов,
мраморных статуй разъедена. Сельскохозяйственные культуры замедлили
темп роста, леса умирают. Новая Зеландия и Скандинавия – регионы,
наиболее пострадавшие от кислотных дождей, но последние в настоящее
время распространились по всему миру.
Судья. По вопросу кислотных дождей прошу пригласить экспертахимика.
Химик. Я могу показать, как кислотные дожди влияют на скорлупу
яиц.
(Демонстрация опыта:CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 .)
Вы видите, что скорлупа растворяется. Аналогично кислотные дожди
действуют на мраморные статуи.
Судья. Итак, суд заслушал показания свидетелей и экспертов.
Переходим к судебным прениям. Слово предоставляется защите.
Адвокат. Уважаемый суд! Из показаний свидетелей и экспертов ясно,
что у хлора наряду с недостатками существуют и достоинства.
Впервые хлор был использован в медицине. Раствор хлора в воде –
хлорная известь – рекомендовался как дезинфицирующее средство врачам и
студентам-медикам при работе в моргах.
С помощью соединений, содержащих хлор, отбеливают
хлопчатобумажные, льняные ткани и целлюлозу соответственно в
текстильной и бумажной отраслях промышленности. Ведь до появления этих
соединений в некоторых европейских, особенно северных, странах весенней
порой поля и луга устилали льняными тканями, которые под воздействием
солнечных лучей и других природных факторов приобретали необходимую
белизну. Для лугового отбеливания ткани из Англии отправляли даже в
Голландию, а купцы из французского города Бордо вывозили на африканское
побережье.
За последние десятилетия широкое распространение получило
хлорирование воды – обеззараживание. Введение в водопроводную воду
газообразного хлора в количествах, безопасных для человеческого
организма, приводит к уничтожению в воде болезнетворных микробов,
устранению неприятных привкусов и запахов.
51
В цветной металлургии хлорированием руд извлекают из них
некоторые металлы (титан, ниобий, тантал). В химии высокомолекулярных
соединений хлор используют для получения пластмасс, синтетических
волокон, каучука, соляной кислоты и т.д.
Хлор действительно токсичен, за ним глаз да глаз нужен.
Единственное, что он требует от всех, - это соблюдение правил техники
безопасности.
Защита просит пригласить для дачи показаний биолога.
Судья. Слово биологу.
Биолог. Хлор – один из биогенных элементов, постоянный компонент
тканей растений и животных. Суточная потребность взрослого человека в
хлоре составляет 2-4 г. и покрывается за счет пищевых продуктов.
С пищей хлор поступает в организм в виде хлорида натрия и хлорида
калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В
организме хлор играет большую роль в вводно-солевом обмене, способствуя
удержанию тканями воды.
Судья. Спасибо. Слово предоставляется защите.
Защитник. Я хочу сказать, что активность хлора “убила” его самого. В
природном состоянии он не встречается. Если в редких случаях и происходит
его выделение (например, при извержениях подводных морских вулканов),
то в очень небольших количествах, и хлор тотчас же исчезает,
взаимодействуя с окружающими веществами.
Хлор входит в состав поваренной соли – вещества, необходимого для
организмов животных и человека. В организме человека содержится около
200 г соли. Важное значение соли в организмах наземных животных и
близкие значения соотношений между солью и другими соединениями хлора,
находящимися в крови наземных животных и морской воде, дают повод
ученым говорить о происхождении наземных животных из морских
организмов.
Прошу дать слово эксперту-биологу.
Судья. Разрешаю.
Биолог. Соль участвует в важнейших физиологических процессах
человека и животных. Она содержится в слюне, желудочном соке, желчи и
лимфе. Наличие хлорида натрия в крови обеспечивает необходимое
52
осмотическое давление, от которого зависит нормальная жизнедеятельность
клеток.
Почти все нужные нашему организму минеральные соли содержатся в
обычной пище. Только хлорида натрия в ней хватает. Для поддержания
жизни человек должен получать 20-25 г соли ежедневно.
Каждый человек потребляет в год 6-8 кг соли.
Защитник. Для защиты прошу предоставить слово эксперту химикутехнологу.
Судья. Разрешаю.
Химик-технолог. Ныне мировая добыча поваренной соли составляет
100 млн. т в год. На пищевые нужды расходятся лишь около четвёртой её
части. Куда же идёт остальная часть? Поваренная соль необходима при
производстве мясных и рыбных консервов, в металлургической отрасли
промышленности, при обработке мехов, сыромятных кож, при варке мыла, в
медицине. Но главный потребитель поваренной соли – химическая отрасль
промышленности. И трудно сказать, каким новым отраслям народного
хозяйства она еще понадобится. Но и сейчас в движении атомных подводных
лодок, в полетах космических кораблей, в создании огромного количества
окружающих нас материалов участвует хлорид натрия – “соль земли”.
Судья. А теперь последнее слово предоставляется подсудимому.
Подсудимый. Уважаемый суд! Я обращаюсь к вам со своим последним
словом. Учтите, пожалуйста, что в свободном виде в природе я встречаюсь
только в экспериментальных ситуациях. Человек сам получает хлор и по
своему усмотрению им распоряжается, нарушая технологию и используя его
против человечества. Я себя виноватым не считаю.
Судья. Итак, мы заслушали свидетелей, экспертов, защитников и
подсудимого. Прокурор, предоставляю вам слово.
Прокурор. Учитывая в совокупности все показания свидетелей,
экспертов и защитников, я отказываюсь от поддержания обвинения в суде.
Судья. Суд удаляется для выяснения приговора.
Секретарь суда. Внимание! В зале судебных заседаний работают
журналисты радио и телевидения. Они хотят побеседовать с вами –
участниками данного судебного заседания.
53
Секретарь суда. Встать! Суд идет…
Судья. Прошу всех сесть. Заслушав и обсудив показания свидетелей,
обвиняемого, экспертов, защитников, суд сделал следующие выводы.
Благодаря хлору существует огромное многообразие химических
веществ, имеющих большое практическое значение.
Хлор, обеззараживая воду, спасает людей от инфекции и сохраняет им
здоровье.
Суд считает необходимым оправдать хлор, т.к. в природе в свободном
состоянии он не встречается.
Суд осуждает человека за то, что он производит вещества, убивающие
людей, нарушает технологии, не заботится в полной мере об окружающей
среде.
Приложение 4
Окислительно-восстановительные уравнения
KClO3 → KCl + O2
H2S + H2SO3 → S + H2O
H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O
KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4 + H2O
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O
KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl + H2O
J2 + KOH →(t) KJO3 + KJ + H2O
H2S + O2→ SO2 + H2O
HNO2 → HNO3 + NO + H2O
KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
KMnO4 + MnSO4+ H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
Cu + HNO3 (крепк) → Cu(NO3)2 + NO + H2O
AgNO3 → Ag + NO2+ O2
HClO →(t) HCl + HClO3
H2SO2 + H2S → S + H2O
Приложение 5
Контрольная работа по теме: Скорость химических реакций.
Химическое равновесие.
Вариант 1
1. 2СО + О2 ↔ 2СО2
Запишите математическое выражение закона действия масс и
определите скорость прямой реакции, если концентрации исходных
компонентов равны [CO] = 2 моль/л, [О2] = 3 моль/л, а константа скорости
равна 0,1.
54
2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении
температуры на 50ºС, если температурный коэффициент равен 2.
3. N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г)
а) Запишите выражение для константы равновесия и определите её,
если равновесные концентрации равны [N2]р = 2 моль/л, [H2]р = 3 моль/л,
[NH3]р =4 моль/л.
б) В какую сторону сместится равновесие при уменьшении давления в
системе.
4. Как изменится скорость реакции и в какую сторону сместится
равновесие в системе
2NО(г) + О2(г) ↔ 2NО2 (г)
Если: а) увеличить давление в системе в 5 раз?
б) уменьшить объем системы в 3 раза?
в) повысить концентрацию NО в 2 раза?
Контрольная работа по теме: Растворы.
Вариант 1
1. В какой массе воды нужно растворить 25 г СuSO4 · 5H2O, чтобы
получить 8%-ный (по массе) раствор СuSO4?
2. Найдите массу NaNO3, необходимую для приготовления 300 мл 0,2М
раствора.
3. На сколько градусов повысится температура кипения воды, если в
100 г воды растворить 9 г глюкозы C6H12O6?
4. Вычислите степень диссоциации и рН 0,2М раствора муравьиной
кислоты, если К~2 ·10-4
5. Напишите ступенчатую диссоциацию H2SO3.
6. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции гидролиза
K2CO3.
Приложение 6
Задания коллоквиума
Вариант 1
1. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить указанные превращения, назовите полученные соединения.
Ba → BaO → BaCl2 → Ba(NO3)2 → BaOHNO3 → BaSO4
2. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение
химического равновесия. Покажите на примерах. Принцип Ле Шателье.
3. Ионное произведение воды. рН и рОН.
4. Напишите в молекулярном и ионном виде реакцию гидролиза AlCl3.
5. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции
KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 → MnSO4 + NaNO3+ K2SO4 + H2O
55
Приложение 7
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
им.Н.Г.ЧЕРНЫШЕВСКОГО
Кафедра общей и неорганической химии
Направление 021000 - География
Дисциплина ХИМИЯ
Экзаменационный билет №1.
1. Основные представления о квантовых числах (главном, орбитальном,
магнитном, спиновом).
2. Положение хрома в периодической системе элементов. Электронная
формула атома. Характерные степени окисления. Природные соединения.
Получение. Свойства. Применение.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KJ + H2SO4 (конц.) → H2S + K2SO4 + J2 + H2O
Экзаменационный билет №2.
1. Химическое равновесие. Константа равновесия. Факторы, влияющие
на смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
2. Водородные соединения галогенов. Методы получения. Физические
свойства. Восстановительные свойства. Галогеноводородные кислоты и их
соли. Сравнительная характеристика кислотных и восстановительных
свойств галогеноводородных кислот.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
K2Cr2O7 + HCI(конц) → CI2 + CrCI3 + KCI + H2O
Экзаменационный билет №3.
1. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации.
Сильные и слабые электролиты.
2. Положение кислорода в периодической системе. Строение молекулы
кислорода. Распространение и нахождение в природе. Лабораторные и
промышленные способы получения. Химические свойства. Атомарный
кислород. Применение кислорода.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
K2MnO4 + H2O → KMnO4 + MnO2 +KOH
Экзаменационный билет №4.
1. Понятие о скорости химических реакций. Факторы, влияющие на
скорость химических реакций. Влияние концентрации реагирующих веществ
на скорость реакций. Закон действующих масс. Константа скорости и её
физический смысл.
56
2. Сероводород, способы получения, физические и химические
свойства. Сероводородная кислота и ее соли. Растворимость сульфидов в
воде и кислотах. Способы получения сульфидов.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K2MnO4 + H2O
Экзаменационный билет №5.
1. Порядок заселения атомных орбиталей электронами. Принцип
минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда, правила Клячковского.
2. Озон. Строение молекулы озона. Физические и химические свойства.
Лабораторные и промышленные способы получения озона. Роль озона в
атмосфере.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Экзаменационный билет №6
1. Влияние температуры на скорость химических реакций. Уравнение
Аррениуса. Правило Вант-Гоффа.
2. Соединения марганца (II). Оксид и гидроксид. Получение и свойства.
Соли. Восстановительные свойства соединений марганца (II).
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KBr + H2SO4 (конц.) → SO2 + Br2 + K2SO4 + H2O
Экзаменационный билет №7.
1. Максимальная емкость энергетических уровней и подуровней.
Устойчивое состояние атома. Провал электрона в атомах хрома и меди.
2. Оксид марганца (VI). Марганцовистая кислота. Манганаты.
Получение, свойства. Окислительно-восстановительные свойства
манганатов.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Экзаменационный билет №8.
1. Периодический закон и периодическая система в свете современных
представлений о строении атома.
2. Электронная конфигурация атома серы в стационарном и в
возбужденном состоянии, участие d – орбиталей в образовании химических
связей. Характерные степени окисления. Природные соединения. Получение
серы. Физические и химические свойства. Строение молекулы серы.
Применение.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
AI + H2SO4 (конц.) → AI2(SO4)3 + S + H2O
Экзаменационный билет №9.
57
1. Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная,
мольная доля, массовая доля.
2. Оксид марганца (VII). Марганцовая кислота. Перманганаты.
Получение и свойства.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
NaNO2 + KJ + H2SO4 → NO + J2 +K2SO4 + Na2SO4 + H2O
Экзаменационный билет №10.
1. Кривая потенциальной энергии для молекулы водорода Гейтлера и
Лондона. Ковалентная связь.
2. Окислительные свойства перманганата калия в кислой, нейтральной
и щелочной средах.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
Zn + H2SO4 → H2S + ZnSO4 + H2O
Экзаменационный билет №11.
1. Основные положения метода валентных связей. Обменный и
донорно-акцепторный механизмы образования связи. Полярная и
неполярная ковалентная связь.
2. Оксиды серы (IV). Получение в лаборатории и промышленности.
Физические и химические свойства. Сернистая кислота, сульфиты и
гидросульфиты. Окислительно-восстановительные свойства соединений
серы (IV).
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + HCI(конц) → MnCI2 + CI2 +KCI + H2O
Экзаменационный билет №12.
1. Взаимная растворимость жидкостей. Влияние природы жидких
компонентов и температуры на растворимость.
2. Оксиды серы (VI). Получение, физические и химические свойства.
Серная кислота. Окислительные свойства разбавленной и
концентрированной серной кислоты.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Экзаменационный билет №13.
1. Физическая и химическая теория растворов. Факторы,
свидетельствующие о взаимодействии растворителя с растворенным
веществом. Современные представления о растворах.
2. Соединение хрома (VI). Хромовый ангидрид. Хромовые кислоты.
Хромовая смесь. Получение и свойства. Соли хромовых кислот (хроматы,
дихроматы). Окислительные свойства соединений хрома (VI).
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
MnO2 + KOH + KNO3 → K2MnO4 + KNO2 + H2O
58
Экзаменационный билет №14.
1. Направленность химической связи. Концепция гибридизации.
Условия устойчивой гибридизации. Элементарные представления о
геометрии молекул.
2. Принципы промышленных методов получения серной кислоты.
Отношение серной кислоты к металлам, неметаллам и органическим
веществам. Сульфаты и гидросульфаты.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
MnO2 + KOH + KNO3 → K2MnO4 + KNO2 + H2O
Экзаменационный билет №15.
1. Осмос. Осмотическое давление растворов. Закон Вант-Гоффа для
растворов неэлектролитов и электролитов.
2. Оксид и гидроксид хрома (III). Получение и амфотерные свойства.
Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома (III).
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
Экзаменационный билет №16.
1. Оксиды – основные, кислотные, амфотерные. Способы получения,
физические и химические свойства. Применение. Номенклатура.
2. Галогены. Лабораторные и промышленные способы получения.
Физические и химические свойства галогенов.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Экзаменационный билет №17.
1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный
показатель.
2. Состав воздуха. Постоянные, переменные, случайные компоненты.
Свойства жидкого воздуха.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
P + KOH + H2O → KH2PO2 + PH3
Экзаменационный билет №18.
1. Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщенность ионной связи.
Металлическая связь.
2. Электронная конфигурация атома серы в стационарном и в
возбужденном состоянии, участие d – орбиталей в образовании химических
связей. Характерные степени окисления. Природные соединения. Получение
серы. Физические и химические свойства. Строение молекулы серы.
Применение.
59
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
CrCI3 + KOH + Br2 → K2CrO4 + KBr + KCI + H2O
Экзаменационный билет №19.
1. Растворимость твердых веществ в жидкостях. Тепловой эффект
растворения. Зависимость растворимости твердых веществ в жидкостях от
температуры.
2. Аммиак. Промышленный и лабораторный способы получения.
Строение молекулы по методу ВС. Кратность связи. Физические и
химические свойства аммиака.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
Zn + H2SO4 → H2S + ZnSO4 + H2O
Экзаменационный билет №20.
1. Соли – средние, кислые, основные. Способы получения солей.
Физические и химические свойства. Номенклатура солей.
2. Соединения марганца (II). Оксид и гидроксид. Получение и свойства.
Соли. Восстановительные свойства соединений марганца (II).
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
NaNO2 + KJ + H2SO4 → NO + J2 +K2SO4 + Na2SO4 + H2O
Экзаменационный билет №21.
1. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень и
константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Влияние температуры
и природы растворителя на степень и константу диссоциации.
2. Оксид азота (III). Получение. Физические и химические свойства.
Азотистая кислота. Нитриты. Окислительно-восстановительные свойства
нитритов.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
Экзаменационный билет №22.
1. Основания. Способы получения оснований. Щелочи. Химические
свойства. Номенклатура оснований.
2. Оксид азота (V) и азотная кислота. Получение. Окислительные
свойства азотной кислоты различной концентрации.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
KOH + S → K2S + K2SO3 + H2O
Экзаменационный билет №23.
1. Катализатор. Типы каталитических реакций. Промоторы и
ингибиторы реакций. Влияние введения катализатора на энергию активации
реакции.
60
2. Взаимодействие разбавленной и концентрированной серной кислоты
с металлами, неметаллами и органическими веществами.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
MnO2 + KOH + KNO3 → K2MnO4 + KNO2 + H2O
Экзаменационный билет №24.
1. Степень окисления. Окислительно-восстанновительные реакции.
Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная
двойственность.
Типы
окислительно-восстановительных
реакций:
межмолекулярные,
внутримолекулярные,
диспропорционирования,
усреднения.
2. Положение марганца в периодической системе элементов.
Электронная формула атома. Характерные степени окисления. Природные
соединения. Получение. Свойства. Применение.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
AI + H2SO4 (конц.) → AI2(SO4)3 + S + H2O
Экзаменационный билет №25.
1. Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором.
Закон Рауля. Следствие из закона Рауля: повышение температуры кипения
растворов и понижение температуры замерзания растворов по сравнению с
чистым растворителем. Криоскопическая и эбуллиоскопическая константы.
2. Соединения хрома (II). Получение и восстановительные свойства.
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
NaNO2 + KJ + H2SO4 → NO + J2 +K2SO4 + Na2SO4 + H2O
61