rp_obshchaya_i_neorganicheskaya_himiya

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФГБОУ ВПО «Саратовский государственный университет
имени Н.Г. Чернышевского»
ИНСТИТУТ ХИМИИ
УТВЕРЖДАЮ
Проректор по учебно-методической
работе, профессор
Е.Г.Елина
___________________________
"__" __________________2011 г.
Рабочая программа дисциплины
Общая и неорганическая химия
Направление подготовки
050100 Педагогическое образование
Профиль подготовки Химия
Квалификация (степень) выпускника
Бакалавр
Форма обучения
очная
Саратов, 2011
1.Цель дисциплины заключается в формировании общепрофессиональных и
профессиональных компетенций бакалавра в области педагогического образования через
овладение теоретическими основами фундаментальных разделов общей и неорганической химии и
умения применять эти знания в процессе осуществления профессионального самообразования,
личностного роста и для успешного решения профессиональных задач.
2.Место дисциплины в структуре ООП бакалавриата
Дисциплина «Общая и неорганическая химия» относится к вариативной части
профессионального цикла.
Освоение дисциплины «Общая и неорганическая химия» базируется на знаниях и
умениях, сформированных в процессе изучения предмета «Химия» в общеобразовательной школе.
Студенты должны знать основные классы неорганических соединений, закономерности изменения
свойств веществ, виды химической связи и уметь составлять уравнения химических реакций,
записывать электронные формулы элементов малых периодов, решать расчетные задачи по химии.
Освоение данной дисциплины является основой для изучения последующих дисциплин
вариативной части профессионального цикла («Аналитическая химия», «Методы неорганического
и органического синтеза», «Органическая химия и основы супрамолекулярной химии» и для
дисциплины «Методика обучения и воспитания химии»), основой для прохождения учебной
(технологической), педагогической практик, для подготовки к итоговой аттестации и для
выполнения выпускной квалификационной работы.
3 Компетенции обучающегося, формируемые в результате освоения дисциплины
«Общая и неорганическая химия».
Обучающийся должен обладать следующими общекультурными компетенциями (ОК):
- владеет культурой мышления, способен к обобщению, анализу, восприятию информации,
постановке цели и выбору путей её достижения (ОК-1);
- способен использовать знания о современной естественнонаучной картине мира в
образовательной и профессиональной деятельности, применять методы математической
обработки информации, теоретического и экспериментального исследования (ОК-4);
способен логически верно строить устную и письменную речь (ОК-6);
Выпускник должен обладать следующими профессиональными компетенциями (ПК):
общепрофессиональными (ОПК):
осознает социальную значимость своей будущей профессии, обладает мотивацией к
осуществлению профессиональной деятельности (ОПК-1);
владеет основами речевой профессиональной культуры (ОПК-3);
способен нести ответственность за результаты своей профессиональной деятельности (ОПК-4);
в области педагогической деятельности:
готов применять современные методики и технологии, в том числе и информационные, для
обеспечения качества учебно-воспитательного процесса на конкретной образовательной
ступени конкретного образовательного учреждения (ПК-2);
Выпускник должен обладать следующими специальными компетенциями (СК):
по профилю – химия
-способен понимать особенности химической формы организации материи, место
неорганических и органических систем в эволюции Земли, единство литосферы, гидросферы
и атмосферы; роль химического многообразия веществ на Земле (СК-1);
- владеет основными химическими и физическими понятиями, знаниями фундаментальных
законов химии и физики; явлений и процессов, изучаемых химией и физикой (СК-2);
- владеет знаниями о составе, строении и химических свойствах простых веществ и
химических соединений; иметь представление об электронном строении атомов и молекул,
закономерностях химических превращений веществ (СК-3);
- владеет классическими и современными методами анализа веществ; способен к постановке
эксперимента, анализу и оценке лабораторных исследований (СК-4).
В результате освоения дисциплины обучающийся должен:
•Знать:
- основные понятия науки химии, законы и теории;
- закономерности изменения металлических и неметаллических свойств веществ;
- кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства неорганических
веществ;
- закономерности составления электронной конфигурации атомов химических
элементов;
- способы получения и свойства простых и сложных веществ.
•Уметь:
- применять химические теории и законы, знания о строении и реакционной
способности неорганических веществ, методику химического эксперимента в процессе
профессиональной деятельности;
- решать расчетные и экспериментальные задачи по общей и неорганической химии;
- проводить эксперименты, анализ и оценку лабораторных исследований;
•Владеть:
- способами ориентации в профессиональных источниках информации (журналы,
сайты, образовательные порталы);
- методикой химического эксперимента.
4. Структура и содержание дисциплины «Общая и неорганическая химия»
Общая трудоемкость дисциплины составляет 13 зачетных единиц 468 часов.
№
п/п
Раздел дисциплины
Семест
р
Неделя
семестра
Виды учебной работы,
включая самостоятельную
работу студентов и
трудоемкость (в часах)
Лекции
Таблица 1.
Формы
текущего
контроля
успеваемост
ии
формы
промежуточ
ной
аттестации
(по
семестрам)
Лабора Самостоя
торная тельная
работа
работа
Общая химия
1
2
3
4
Строение атома.
представления
механики.
Исходные
квантовой
Строение атома. Ядерная
модель атома. Исходные
представления квантовой
механики. Электронное облако.
Атомные орбитали. Квантовые
числа.
Периодический закон и
периодическая система Д.И.
Менделеева. Периодичность
изменения свойств химических
элементов.
Химическая связь и строение
вещества. Природа химической
связи. Теория молекулярных
орбиталей. Теория валентных
связей. Ионная связь.
Металлическая связь.
Водородная связь.
1
1
1
1
1-2
3-4
5-6
7-8
2
2
2
2
4
4
4
8
2
4
Устный отчет
тестовый
контроль,
технология
«ЗХУ»
8
технология
«ЗХУ» ,
устный отчет
8
Контрольная
работа № 1 по
теме
«Строение
атома.
Периодическа
я система.
5
6
7
8
9
10
11
12
Растворы. Характеристика
растворов. Способы выражения
концентрации растворов.
Растворимость. Осмос.
Растворы электролитов. Теория
электролитической
диссоциации. Степень
диссоциации. Константа
диссоциации. Растворимость.
Произведение растворимости.
Водородный показатель.
Гидролиз солей.
Комплексные
соединения.
Основные положения теории
Вернера.
Классификация
комплексных
соединений.
Номенклатура
комплексных
соединений.
Диссоциация
комплексных
соединений.
Изомерия
комплексных
соединений .
Окислительновосстановительные реакции.
Важнейшие окислители и
восстановители. Типы
окислительновосстановительных реакций.
Электродные потенциалы.
Основы электрохимии.
Электролиз.
Основные закономерности
протекания химических
реакций. Термохимия.
Скорость химической реакции.
Необратимые и обратимые
реакции. Химическое
равновесие.
Итого
Химия неметаллов
1
1
9-10
11-12
2
2
4
8
8
6
Отчет по лаб.
журналу,
технология
«Мозговой
штурм»
1
13-14
2
8
4
Контрольная
работа, № 3
отчет по лаб.
журналу
1
15-16
2
8
4
отчет по лаб.
журналу
1
17-18
2
6
4
Отчет по лаб.
журналу,
самостоятель
ная работа.
«Карусель»
18
54
39+ 36
Водород и его соединения.
2
1
2
4
4
2
2
2
4
4
2
3-4
2
4
4
р-элементы VII - А группы.
Хлор. .Хлороводород.
Кислородные соединения
хлора.
Химическая
связь»
Контрольная
работа №2
Отчет по лаб.
журналу
Экзамен
Тестовый
контроль,
отчет по лаб.
жур. ,
технология
«ЗХУ
Тестовый
контроль,
отчет по лаб.
жур. ,
технология
«Фишбоун»,
работа с
информацио
нным
текстом
Тестовый
контроль,
13
Бром, иод и их соединения
2
14
15
16
17
18
19
20
р-элементы VI А группы.
Кислород. Оксиды.
Пероксиды
Сера и сероводород.
Сульфиды.
р-эементы V А группы. Азот
и его водородные
соединения.
Фосфор. Мышьяк, сурьма,
висмут. Их соединения.
4
2
6-7
2
4
4
2
8-9
2
4
4
2
10-11
4
4
4
2
12-13
2
4
2
2
14-15
4
6
4
2
16
2
4
2
2
17
2
4
2
2
18
2
2
2
30
48
39+ 36
2
4
3
р-элементы IV- А группы.
Углерод, и его соединения.
22
Итого
1.
Химия
металлов
Общие свойства и способы
получения металлов.
s-элементы I А группы.
25
4
Кислородные соединения
азота.
Кремний и его соединения.
24
2
Кислородные соединения
серы.
21
23
5
s-элементы II А группы.
s-элементы III А группы.
3
1
3
2
2
4
2
3
2
4
2
4
2
4
4
3
3
отчет по лаб.
жур.
Итоговая
к/р по теме
«Галогены»,
отчет по лаб.
журналу
Тестовый
контроль,
отчет по лаб.
жур.,
технология
«ЗХУ»
Тестовый
контроль,
отчет по лаб.
жур.
Иотоговая
к/р по теме
Элементы
6А- гр»
отчет по лаб.
жур.
Тестовый
контроль,
отчет по лаб.
жур.
Тестовый
контроль,
отчет по лаб.
жур.
технология
«ЗХУ»
Тестовый
контроль,
отчет по лаб.
жур.
С/р, отчет по
лаб.
журналу,
технология
«ЗХУ
отчет по лаб.
журналу
Экзамен
дискуссия
Отчет по лаб.
жур.,
Самостоятел
ьная работа
«Карусель»
Контрольна
26
d-элементы I В группы
3
27
5-6
4
4
4
7-8
4
4
4
9-10
4
4
4
11-12
4
4
4
13-14
4
4
2
30
36
29 + 36
1-2
4
4
4
Тестовый
контроль
3
2
4
4
Отчет по лаб.
жур., с/р
4
2
2
2
8
86
10
148
10 + 36
117
Отчет по лаб.
жур., с/р
экзамен
d-элементы II В группы.
3
28
d-элементы VI В группы.
3
29
d-элементы VII В группы
3
30
d-элементы VIII В группы
3
Всего
31.
Учение о строении вещества
7
32.
Основы
химической
кинетики
и
механизмы
химических реакций
Процессы
в
водных
растворах
Итого
ИТОГО
7
33
7
я работа,
Отчет по лаб.
жур.
Отчет по лаб.
жур.,
Отчет по лаб.
жур.,
«Карусель»
Отчет по лаб.
жур., с/р
Отчет по лаб.
жур., с/р
Контрольна
я работа
отчет по лаб.
жур.
Экзамен
Содержание учебной дисциплины
1 курс, 1 семестр
Раздел 1: Общая химия
Тема 1-2. Строение атома. История открытия атома. Исходные представления квантовой механики.
Планетарная модель Резерфорда. Теория строения атома Н.Бора. Постулаты Бора. Современное
представление о строении атома. Электронное строение атома. Квантовый характер излучения и
поглощения энергии. Волновой характер движения микрочастиц. Уравнение Луи де Бройля.
Принцип неопределенности В. Гейзенберга. Электронное облако. Атомные орбитали. Квантовые
числа, характеризующие электрон в атоме. Главное квантовое число. Энергетические уровни.
Орбитальное квантовое число. Формы орбиталей. Магнитное квантовое число. Пространственная
ориентация орбиталей. Спиновое квантовое число. Правило Клечковского. Правило Худа.
Принцип Паули. Закономерность построения электронных конфигураций атомов. Основные
характеристики атомов (атомный радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону). Процессы
радиоактивного распада химического элемента. Ядерные реакции.
Тема 3. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева. Периодический
закон. Структура периодической системы. Большие и малые периоды. Группы и подгруппы.
Значение периодического закона и периодической системы химических элементов Д.И.
Менделеева. Периодичность изменения свойств элементов в периоде и группе (атомный радиус,
энергия ионизации атомов, сродство атома к электрону, электроотрицательность атома).
Закономерность изменения кислотно-основных свойств и окислительно-восстановительных.
Электронная структура атомов. Элементы малых периодов. Элементы больших периодов.
Порядок заселения энергетических уровней.
Тема 4. Химическая связь и строение вещества. Природа химической связи. Теория
молекулярных орбиталей. Молекулярные орбитали. Строение двухатомных гомоядерных молекул
(на примере образования молекул элементов I и II-го периодов). Закономерность изменения
межъядерного расстояния и энергии связи в молекуле. Значение метода молекулярных орбиталей.
7
Строение двухядерных гетерогенных молекул (на примере СО, НF, NО). Теория валентных связей.
Валентность. Способы образования химической связи (обменный, донорно-акцепторный
механизм образования ковалентной связи, дативный механизм образования связей). Структурные
формулы молекул. Способы разрыва химической связи. Направленность ковалентной связи,
насыщаемость ковалентной связи, прочность, полярность ковалентной вязи. Гибридизация
атомных орбиталей (sр, sр2, sр3. sр3d, sр3d2). Пространственная конфигурация молекул. Кратность
связи (сигма и пи-связь). Полярность и поляризуемость связи. Степень окисления элементов.
Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Структура иных соединений.
Металлическая связь. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь. Типы
кристаллических решеток. Типы химических связей в кристаллах. Зависимость свойств веществ от
их строения.
Тема 5. Комплексные соединения. Комплексообразование. Координационные соединения.
Основные положения теории Вернера. Внешняя и внутренняя сферы комплексов. Классификация
комплексных соединений. Классификация лигандов. Номенклатура комплексных соединений.
Природа химической связи в комплексных соединениях с позиций теории валентных связей.
Изомерия комплексных соединений (пространственная, оптическая, гидратная, ионизационная,
координационная).
Тема 6. Растворы. Растворы. Характеристика растворов. Химическая теория растворов Д.И.
Менделеева. Растворимость. Ионизация и диссоциация веществ в растворе. Сольватация. Ионосольваты, ионо-гидраты. Энергетический процесс растворения. Температура замерзания и кипения
растворов. Кристаллизация. Кристаллизационная вода. Кристаллогидраты. Теории кислот и
оснований (Аррениуса, Бренстеда-Лоури Льюса). Достоинства и недостатки теорий. Способы
выражения концентрации растворов. Переход от одного вида концентрации к другому.
Насыщенные, пересыщенные и ненасыщенные растворы.
Тема 7. Теория электролитической диссоциации. Основные положения теории
электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Механизм диссоциации солей и
кислот. Степень электролитической диссоциации. Ионное произведение воды, водородный
показатель. Ионные уравнения реакций. Гидролиз солей. Труднорастворимые вещества.
Константа растворимости (ПР). Условия образования и растворения осадков.
Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции. Электродные потенциалы. Важнейшие
окислители и восстановители. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Алгоритм составления окислительно-восстановительных реакций. Условия, влияющие на
протекание
окислительно-восстановительных
реакций.
Направление
окислительновосстановительных реакций. Электролиз растворов и расплавов электролитов.
Тема 9:Основные закономерности протекания химических реакций. Понятие о химической
реакции как превращения веществ. Классификация химических реакций и их основные типы.
Энергетика и направление химических реакций. Основные понятия и законы термодинамики.
Скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ. Закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры и от природы
реагирующих веществ. Энергия активации. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ.
Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Факторы, определяющие
направление протекания химических реакций. Смещение химического равновесия. Константа
химического равновесия. Закон действующих масс. Влияние на константу равновесия
температуры. Принцип Ле Шателье. Термодинамические расчеты в химической технологии.
1 курс, 2 семестр
Раздел 2: Химия неметаллов
Тема 10. Водород и его соединения. Водород. Нахождение в природе. Положение водорода в
периодической системе Д.И. Менделеева. Изотопы водорода. Строение молекулы водорода
(ММО, МВС). Физические и химические свойства водорода. Лабораторные и промышленные
способы получения водорода. Способы обнаружения водорода. Практическое значение водорода.
Гидриды. Свойства гидридов.
Тема 11. р-элементы VII А группы. Общая характеристика элементов VIIА – группы (атомный
радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность). История открытия галогенов.
Строение атомов. Формальная валентность атомов фтора и хлора. Строение молекулы фтора.
Физические и химические свойства фтора. Соединения фтора. Хлор. Физические и химические
свойства хлора. Промышленные и лабораторные способы получения хлора. Строение молекулы
хлора. Физиологические свойства хлора. Галогеноводороды. Физические и химические свойства
галогеноводородов. Кислотные свойства галогеноводородов. Способы получения. Качественные
реакции на галогенид-ионы. Восстановительные свойства галогеноводородов и их соединений.
Тема 12. Кислородные соединения галогенов. Соединения хлора с кислородом. Оксиды хлора (I,
IV, VI, VII). Физические и химические свойства оксидов хлора. Кислотные свойства оксидов
хлора. Окислительно-восстановительные свойства оксидов хлора. Оксокислоты галогенов типа
НХО НХО2, НХО3 и НХО4. Состав, строение, физические и химические свойства кислот. Характер
изменения устойчивости и кислотности в ряду оксокислот.
Тема 13. р- элементы VI А группы. Общая характеристика элементов VIА – группы (атомный
радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность). Особенности строения атомов.
Формальные валентности и степени окисления кислорода и серы. Кислород. Строение молекулы
кислорода (ММО, МВС). Возможные степени окисления. Нахождение в природе. Физические и
химические свойства кислорода. Способы получения в промышленности и лаборатории. Способы
обнаружения кислорода в лаборатории. Аллотропные видоизменения кислорода. Озон.
Физические и химические свойства озона. Нахождение в природе. Способы получения озона.
Окислительная способность озона. Пероксид водорода. Строение молекулы. Способы получения в
лаборатории. Способы обнаружения пероксида в лаборатории. Окислительно-восстановительные
свойства пероксида водорода.
Тема 14. Сера и сероводород. Физические свойства серы. Аллотропные видоизменения серы
(ромбическая, моноклинная, пластическая). Химические свойства серы. Водородные соединения
серы. Физические и химические свойства сероводорода. Способы получения. Восстановительные
свойства сероводорода и сульфидов. Сульфиды. Гидролиз сульфидов. Растворимость сульфидов.
Тема 15. Кислородные соединения серы (IV) и (VI). Оксид серы (IV). Строение молекулы.
Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства оксида серы (IV).
Способы получения в промышленности и лаборатории. Способы обнаружения в лаборатории.
Сернистая кислота. Сульфиты. Гидросульфиты. Физические и химические свойства.
Окислительно-восстановительные свойства сульфитов. Оксид серы (VI). Строение молекулы.
Физические и химические свойства. Способы получения и обнаружения в лаборатории. Серная
кислота. Физические и химические свойства концентрированной и разбавленной серной кислоты.
Отношение кислот к металлам и неметаллам. Сульфаты и гидросульфаты. Полисерные кислоты.
Тема 16. р-элементы VА группы. Общая характеристика элементов VА – группы (изменение
атомного радиуса, энергии сродства к электрону, энергии ионизации, электроотрицательности):
Особенности строение атомов элементов. Формальные валентности атомов азота и фосфора.
Степени окисления азота и фосфора. Азот. Строение молекулы азота (ММО, МВС). Нахождение в
природе. Физические и химические свойства азота. Способы получения. Области применения
азота. Аммиак. Строение молекулы. Физические и химические свойства аммиака. Водный раствор
аммиака. Обнаружение аммиака и ионов аммония в лаборатории. Восстановительные свойства
аммиака. Способы получения в промышленности и лаборатории. Области применения.
Представление об амиде, гидразине, гидроксиламине.
Тема 17. Кислородные соединения азота. Оксиды азота (I, II, III, IV,V). Физические и химические
свойства оксидов азота. Окислительно-восстановительные свойства оксидов. Кислотные свойства
оксидов. Способы получения. Биологическая роль оксида азота (II).
Оксокислоты азота – азотистая, азотная. Строение молекулы азотной кислоты. Химизм процесса
получения азотной кислоты в промышленности. Физические и химические свойства разбавленной
и концентрированной азотной кислоты. Окислительные свойства азотной кислоты. Нитраты и
нитриты. Окислительно-восстановительные свойства нитритов. Разложение нитратов. Значение
азотных удобрений.
Тема 18. Фосфор и его соединения. Фосфор. История открытия. Строение атома, возможные
степени окисления. Формальная валентность. Аллотропные видоизменения фосфора. Физические
и химические свойства фосфора. Окислительно-восстановительные свойства фосфора. Оксиды
фосфора (III и V). Физические и химические свойства оксидов. Кислотные и окислительновосстановительные свойства оксидов. Оксокислоты фосфора (фосфористая, фосфорная,
пирофосфорная). Строение. Ортофосфорная кислота. Строение молекулы. Физические и
химические свойства ортофосфорной кислоты. Соли фосфорной кислоты. Значение фосфорных
удобрений. Физиологическое значение фосфора.
Тема 19. р - элементы IV А группы. Общая характеристика элементов IVА – группы (изменение
атомного радиуса, энергии сродства к электрону, энергии ионизации, электроотрицательности):
Строение атомов. Углерод. Формальная валентность углерода. Степень окисления. Нахождение в
природе. Аллотропные видоизменения углерода (алмаз, графит, карбин, фуллерен, нанотрубки).
Особенности строения алмаза, графита, карбина. Кристаллическое строение алмаза и графита.
Физические и химические свойства углерода. Области применения. Оксид углерода (II). Строение
его молекулы. Способы получения. Физические и химические свойства. Восстановительная
активность. Физиологическое действие угарного газа. Оксид углерода (IV). Строение молекулы.
Физические и химические свойства оксида. Способы его получения. Водородные соединения
элементов IVА – группы. Метан. Строение молекулы. Физические и химические свойства метана.
Способы получения. Практическое применение метана. Угольная кислота. Карбонаты,
гидрокарбонаты. Обнаружение карбонат-иона.
Тема 20. Кремний и его соединения. Физические и химические свойства кремния. Водородные
соединения кремния ( на примере SiН4.). Оксид кремния IV. Кремневая кислота. Строение
молекулы. Способы получения. Силикаты.
Тема 21. р - элементы VIII А группы. Общая характеристика атомов элементов (изменение
атомного радиуса, энергии сродства к электрону, энергии ионизации, электроотрицательности):
Строение атомов. Нахождение в природе. Получение. Физические свойства. Химические свойства.
Фториды ксенона. Кислородные соединения ксенона. Важнейшие соединения благородных газов.
2 курс, 3 семестр
Раздел 3: Химия металлов
Тема 22. Общие свойства металлов и способы их получения. Общие свойства металлов. Типы
кристаллических решеток металлов. Металлическая химическая связь. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Способы получения металлов. Сплавы. Коррозия металлов. Способы
борьбы с коррозией.
Тема 23. s-элементы I А группы. Щелочные металлы. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И.Менделеева (изменение атомного радиуса, энергии ионизации).
Строение атомов. Закономерность изменения свойств элементов IА группы. Распространенность и
нахождение в природе. Литий. Отличительные свойства лития. Диагональное сходство лития.
Натрий. Физические и химические свойства натрия. Способы получения. Электролиз солей
щелочных металлов. Правила хранения и обращения со щелочными металлами. Значение
катионов калия и натрия для живых организмов. Биологическое значение натрия и калия.
Физические и химические свойства оксида лития и натрия, пероксид натрия. Гидроксиды лития и
натрия, их физические и химические свойства. Способы получения. Обнаружение щелочных
металлов лития, натрия, калия.
Тема 24. s-элементы II А группы. Элементы ІІ-А группы (щелочно-земельные металлы, бериллий
и магний). Положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Общая
характеристика атомов элементов (атомный радиус, энергия ионизации, общая электронная
конфигурация). Электронное строение атомов. Распространенность и нахождение в природе.
Бериллий. Строение атома, sр и sр3 гибридизация. Химические свойства, способы получения,
практическая значимость. Магний, получение, химические свойства. Оксиды бериллия и магния.
Гидроксиды бериллия и магния, их химические свойства, получение. Щелочноземельные
металлы. Кальций, его физические и химические свойства. Оксид кальция, получение, физические
и химические свойства. Гидроксид кальция, его получение, физические и химические свойства.
Обнаружение щелочноземельных металлов. Виды жесткости воды и способы их устранения.
Тема 25. s-элементы III А группы. Металлы IIIА-группы. Положение в Периодической системе
Д.И.Менделеева. Общая характеристика элементов IIIА-группы (атомный радиус, энергия
ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, электронная конфигурация).
Электронное строение атомов. Распространенность и нахождение в природе. Бор. Способы
получения. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные соединения бора.
Борная кислота. Области применения. Алюминий. Способы получения. Физические и химические
свойства. Отношение алюминия к воде, кислотам, щелочам. Оксид и гидроксид алюминия.
Способы получения. Химические свойства. Соли алюминия, их гидролиз. Области применения
алюминия и его соединений.
Тема 26. р- элементы IV А группы. Металлы IVА-группы. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И.Менделеева. Электронное строение атомов. Общая характеристика
подгруппы элементов. Распространенность и нахождение в природе. Олово, свинец. Способы
получения. Физические и химические свойства. Оксиды олова и свинца (II и IV). Физические и
химические свойства. Характеристика кислотно-основных свойств
и окислительновосстановительных свойств оксидов свинца. Соли олова и свинца, их гидролиз. Токсикология.
Применение олова, свинца и их соединений.
Тема 27. d-элементы I В группы. Общая характеристика элементов подгруппы меди (атомный
радиус, энергия, ионизации, энергия сродства к электрону, электронная конфигурация, активность
металлов, положение в электрохимическом ряду напряжения металлов). Особенности
электронного строения атомов. Способы получения. Физические и химические свойства меди.
Отношение меди к действию кислот. Комплексные соединения меди. Сплавы на основе меди.
Физические и химические свойства серебра (I) и золота (III). Их отношение к действию кислот.
Биологическое значение. Области применения. Оксид и гидроксид меди (II). Способы их
получения. Химические свойства оксида и гидроксида меди (II). Гидролиз солей меди (II).Оксиды
и гидроксиды серебра и золота. Способы их получения. Химические свойства оксидов и
гидроксидов серебра и золота. Комплексные соединения элементов I В группы.
Тема 28. d-элементы II В группы. Общая характеристика элементов подгруппы цинка (атомный
радиус, энергия ионизации, электронная конфигурация, активность металлов, их положение в
элетрохимическом ряду напряжения металлов). Положение в Периодической системе химических
элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов. Нахождение в природе.
Способы получения. Физические и химические свойства цинка, отношение к действию простых
веществ и сложных веществ. Области применения. Оксид и гидроксид цинка. Способы получения
соединений цинка. Химические свойства оксида и гидроксида цинка. Гидролиз солей цинка.
Ртуть. Физиологическое действие ртути. Отношение ртути к кислотам.
Тема 29. d-элементы VI В группы. Общая характеристика элементов подгруппы хрома (атомный
радиус, энергия ионизации, электронная конфигурация).. Хром. Особенности строения атома.
Формальная валентность атома хрома. Возможные степени окисления. Физические и химические
свойства хрома. Способы получения. Оксиды и гидроксиды хрома со степенью окисления +2, +3.
Способы их получения, физические и химические свойства. Кислотно-основные свойства,
окислительно-восстановительные свойства соединений хрома (II) и (III). Окислительные свойства
соединений хрома (VI). получение оксида хрома (VI), его физические и химические свойства.
Комплексные соединения хрома. Гидролиз солей хрома. Условия существования хроматов и
дихроматов.
Тема 30. d-элементы VII В группы. Общая характеристика элементов подгруппы марганца
атомный радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность,
электронная конфигурация). Марганец. Возможные степени окисления. Физические и химические
свойства. Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных
свойств соединений марганца в различных степенях окисления. Оксиды и гидроксиды марганца в
степени окисления +2. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства
соединений марганца в степени окисления +2, +3, +4. Оксиды и гидроксиды марганца со степенью
окисления +6, +7. Марганцовистая и марганцовая кислоты, их соли. Марганцовый ангидрид,
получение. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью
окисления +6. Окислительные свойства соединений марганца со степенью окисления +7. Влияние
кислотности среды на процесс протекания окислительно-восстановительных реакций.
Тема 31. d-элементы VIII В группы. Общая характеристика элементов триады железа (железо,
кобальт, никель). Нахождение в природе. Способы получения. Железо. Физические и химические
свойства железа. Оксиды и гидроксиды железа Способы их получения, физические и химические
свойства. Качественные реакции на ионы железа Гидролиз солей железа. Качественные реакции
на соли железа (II и III). Окислительно-восстановительные свойства соединений железа (II) и (III).
Соединения железа в степени окисления +6, +8, их физические и химические свойства. Ферраты,
способы их получения. Гидролиз солей железа (II) и (III). Комплексные соединения железа.
Тема 32. Кобальт и никель. Оксиды и гидроксиды кобальта и никеля в степени окисления +2, +3.
Способы их получения, физические и химические свойства. Комплексные соединения кобальта и
никеля. Окислительно-восстановительные свойства соединений кобальта и никеля со степенью
окисления +2, +3. Гидролиз солей кобальта и никеля.
4 курс, 7 семестр
Раздел 4:
Тема 33. Учение о строении вещества. Квантово-механическая теория строения атома.
Представления о волновых свойствах электрона. Корпускулярно-волновой дуализм. Уравнение
Планка. Уравнение волны де-Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Понятие о
квантовых числах: главном, орбитальном, магнитном и спиновом. Их значения и физический
смысл. Порядок заселения орбиталей электронами. Принцип наименьшей энергии. Правила
Клечковского. Принцип Паули. Максимальная емкость энергетических уровней и подуровней.
Правило Хунда. Электронные символические и графические формулы элементов периодической
системы. s-, p-. d-. f – элементы. Периодическая система и электронная структура атомов.
Периодичность свойств атомов. Химическая связь.
Тема34. Учение о скорости химических процессов. Основные положения химической кинетики.
Механизмы химических реакций. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции
от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс. Константа скорости реакции и
ее физический смысл. Энергия активации. Активированный комплекс. Условия эффективных
соударений молекул. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ. Катализатор.
Теория катализа, виды катализа. Виды катализаторов.
Тема 35 Процессы в водных растворах. Физическая теория растворов С.Аррениуса. Свойства
растворов, сближающие их с физическими смесями (процесс диффузии). Химическая теория
растворов Д.И.Менделеева. Свойства растворов, сближающие их с химическими соединениями
(теплота растворения, сольватация, гидратация). Гидролиз. Реакции амфотерных соединений.
Комплексообразование. Электродные процессы. Окислительно-восстановительные реакции.
5. Образовательные технологии
В процессе подготовки бакалавра по направлению подготовки «Педагогическое
образование» при усвоении основ общей и неорганической химии предусмотрено использование в
учебном процессе интерактивных форм проведения занятий (дидактические игры, учебные
дискуссии, приемы технологии развития критического мышления, рефлексивные технологии),
деятельностный подход. Формы интерактивного обучения и объем часов представлены в таблице
1.
Эти технологии в сочетании с традиционными формами обучения решают задачи развития
личностных качеств и профессиональных умений и навыков студентов, как основы
профессиональной компетентности в сфере образования.
6. Учебно-методическое обеспечение самостоятельной работы студентов. Оценочные
средства для текущего контроля успеваемости, промежуточной аттестации по итогам
освоения дисциплины
Самостоятельная работа студентов предполагает работу с лекциями, учебной литературой и
другими информационными ресурсами по подготовке к лабораторным занятиям. Лабораторный
практикум является практико-ориентированной основой теоретических знаний по общей и
неорганической химии и его безопасное и успешное выполнение и оформление отчета в
лабораторном журнале позволяет оценить уровень теоретических знаний студентов. Вопросы для
самостоятельной подготовки к лабораторным занятиям приведены в приложении 1.
Текущий контроль успеваемости студентов проводится на каждом занятии в виде тестовых
заданий, контрольных и самостоятельных работ. Тестовые задания включают 3 варианта по 10
заданий в каждом. Варианты тестовых заданий представлены в приложении 2. Варианты
контрольных работ представлены в приложении 3. Варианты самостоятельных работ
представлены в приложении 4.
Промежуточная аттестация включает четыре экзамена по окончании каждого семестра.
Комплекты экзаменационных билетов приведены в приложении 5.
По данному курсу предусмотрена курсовая работа, углубляющая и закрепляющая знания
по дисциплине. Курсовые работы выполняются в виде анализа учебной и другой информационной
литературы по определенной тематике. Примерные темы курсовых работ приведены в
приложении 6.
Вопросы контроля для промежуточной аттестации студентов (ч.1)
1. Ядерная модель атома Дж.Томсона, Э.Резерфорда, их достоинства и недостатки. Противоречия
теории Э.Резерфорда
2. Планетарная модель строения атома Н.Бора. Постулаты Н.Бора. Современные представления о
строения атома.
3. Строение атомных ядер. Изотопы. Изобары.
4. Радиоактивность. Процессы радиоактивного распада.
5. Квантово-механическая теория строения атома. Представления о волновых свойствах
электрона. Корпускулярно-волновой дуализм. Уравнение Планка. Уравнение волны де-Бройля.
Принцип неопределенности Гейзенберга.
6. Понятие о квантовых числах: главном, орбитальном, магнитном и спиновом. Их значения и
физический смысл.
7. Порядок заселения орбиталей электронами. Принцип наименьшей энергии. Правила
Клечковского. Принцип Паули. Максимальная емкость энергетических уровней и подуровней.
Правило Хунда.
8. Электронные символические и графические формулы элементов периодической системы. s-, p. d-. f – элементы.
9. Периодический закон Д.И.Менделеева. Его современная формулировка. Физический смысл
периодического закона. Структура периодической системы.
10. Характеристика периодов (малые и большие) и групп (главные и побочные). Изменение
кислотно-основных свойств элементов по горизонтальному, вертикальному и диагональному
направлениям периодической системы.
11. Периодичность изменения свойств атомов в периоде и группе. Периодичность изменения
свойств изолированных атомов (атомные радиусы, энергия ионизации, энергия сродства к
электрону, относительная электроотрицательность). Периодичность изменения окислительновосстановительных свойств.
12. Значение открытия периодического закона в развитии науки и утверждении диалектикоматериалистического мировоззрения, в раскрытии взаимосвязи между химическими
элементами. Периодическая система как отражение переходов количественных изменений в
качественные.
13. Метод валентных связей (МВС). Основные положения этого метода (двухцентровая связь,
выигрыш в энергии). Механизмы образования химической связи (обменный, донорноакцепторный, дативный). Структурные формулы веществ. Виды разрыва химической связи.
14. Понятие об электроотрицательности и степени окисления элементов. Порядок изменения
электроотрицательности элементов в периодах и группах периодической системы
Д.И.Менделеева. Валентность.
15. Единство природы химической связи. Основные характеристики химической связи (длина,
энергия, направленность, валентный угол).
16. Ковалентная связь (полярная и неполярная). Дипольный момент. Характеристика ковалентной
связи: энергия связи, длина связи, насыщенность, направленность. Понятие о σ-, π- и дельтасвязях.
17. Ковалентная связь. Виды гибридизации. Условия устойчивой гибридизации. Элементарные
представления о геометрии молекул веществ с ковалентной связью.
18. Метод молекулярных орбиталей (ММО). Правила расположения молекулярных орбиталей по
энергиям (связывающие, разрыхляющие МО).
19. Последовательность заполнения электронами МО (принцип минимума энергии, принцип
Паули, правило Хунда). Электронные формулы и энергетические диаграммы гомоядерных
молекул и ионов I и II периодов.
20. Ионная связь. Характеристика ионной связи, ее сходство и отличие от ковалентной связи.
Поляризуемость и поляризация связи. Структура ионных соединений.
21. Металлическая связь. Водородная связь. Виды водородной связи.
22. Типы кристаллических решеток, их структура. Зависимость свойств вещества от его строения.
23. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ (график зависимости). Закон действующих масс. Константа скорости реакции и ее
физический смысл.
24. Зависимость скорости реакции от температуры (график зависимости). Правило Вант-Гоффа.
Энергия активации. Активированный комплекс. Условия эффективных соударений молекул.
25. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ. Катализатор.
Теория катализа, виды катализа. Виды катализаторов.
26. Влияние на скорость химической реакции поверхности соприкосновения реагирующих
веществ. Изменение скорости реакций под влиянием внешних воздействий.
27. Понятие об обратимых и необратимых химических процессах. Химическое равновесие.
Константа химического равновесия.
28. Влияние внешних факторов на состояние химического равновесия (концентрация исходных и
конечных продуктов, температура, давление). Принцип Ле Шателье.
29. Понятие о дисперсионных системах. Степень дисперсности. Классификация дисперсионных
систем по степени дисперсности (грубодисперсные, коллоидные и истинные растворы) и
агрегатному состоянию (суспензии, эмульсии, аэрозоли).
30. Оптические и молекулярно-кинетические свойства растворов (броуновское движение,
диффузия, седиментация).
31. Процесс растворения веществ. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные растворы.
32. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.
33. Растворы. Способы выражения концентрации растворов (массовая и мольная доли, молярная,
молярная эквивалентная и моляльная концентрации). Переход от одного выражения
концентрации к другим.
34. Термодинамика процесса растворения. Растворимость. Условия, влияющие на растворимость
веществ. Растворимость твердых веществ в жидкости. Растворимость газов. Растворимость
жидкостей. Влияние температуры и давления на растворимость веществ.
35. Физическая теория растворов С.Аррениуса. Свойства растворов, сближающие их с
физическими смесями (процесс диффузии).
36. Химическая теория растворов Д.И.Менделеева. Свойства растворов, сближающие их с
химическими соединениями (теплота растворения, сольватация, гидратация).
37. Сольватация. Виды образования сольвантов. Кристаллизация. Кристаллизационная вода.
Кристаллогидраты.
38. Коллигативные свойства растворов (повышение температуры кипения, понижение
температуры замерзания, осмотическое давление). Биологическое значение осмотического
давления.
39. Теория электролитической диссоциации. Основные положения этой теории. Механизм
диссоциации солей и кислот. Изотонический коэффициент. Степень электролитической
диссоциации.
40. Сильные электролиты. Слабые электролиты. Константы диссоциации. Ступенчатая
диссоциация.
41. Теории кислот и оснований (теория Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюса). Достоинства и
недостатки теорий.
42. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель pН. Кислотноосновные индикаторы.
43. Условия одностороннего протекания ионно-молекулярных реакций (образование
труднорастворимого осадка, газообразного продукта реакции, малодиссоциирующего
вещества).
44. Гидролиз солей (4 типа солей). Степень гидролиза. Константа гидролиза. Влияние внешних
факторов при смещении равновесия в реакциях гидролиза. Роль гидролиза в природе и химии.
45. Окислительно-восстановительные реакции. Их сущность. Понятие «окислитель» и
«восстановитель», «процесс окисления», «процесс восстановления».
46. Важнейшие окислители и восстановители. Алгоритм составления уравнений окислительновосстановительных реакций.
47. Типы окислительно-восстановительных реакций (межмолекулярного и внутримолекулярного
окисления-восстановления, диспропорционирования, компропорционирования).
48. Факторы, влияющие на направление протекания окислительно-восстановительных реакций
(концентрация участвующих ионов, кислотность, температура, природа реагирующих
компонентов).
49.Электролиз растворов и расплавов электролитов.
50. Комплексные соединения. Основные положения теории Вернера. Внешняя и внутренняя
сферы комплексов. Классификация комплексных соединений.
51. Диссоциация комплексных соединений. Константа диссоциации. Константа устойчивости.
52. Изомерия комплексных соединений (пространственная, оптическая, гидратная, ионизационная,
координационная).
53. Природа химических связей в комплексных соединениях. Типы гибридизаций комплексных
соединений. Спектрохимический ряд лигандов. Магнитные свойства комплексов.
Вопросы контроля для промежуточной аттестации студентов (ч.2)
Водород. История открытия. Положение водорода в периодической системе Д.И.
Менделеева. Изотопы водорода. Возможные валентные состояния. Строение молекулы
водорода (метод валентных связей, метод молекулярных орбиталей). Физические и химические
свойства водорода. Нахождение водорода в природе. Лабораторные и промышленные способы
получения водорода.
2.
Гидриды. Классификация гидридов. Физические и химические свойства гидридов.
Практическое применение гидридов.
3.
Вода. Строение молекулы (метод валентных связей). Физические и химические свойства
воды. Окислительно-восстановительная двойственность воды. Кристаллогидраты.
4.
Общая характеристика элементов VIIА – группы: положение в периодической системе Д.И.
Менделеева, строение атома, энергия сродства к электрону, степень окисления,
электроотрицательность, окислительные свойства галогенов, химическая активность
галогенов, физические свойства.
5.
Фтор. Строение атома и молекулы (метод валентных связей, метод молекулярных
орбиталей). Нахождение в природе. Физические и химические свойства фтора. Фторид
водорода. Фториды.
6.
Хлор. Строение атома и молекулы (метод валентных связей, метод молекулярных
орбиталей). Нахождение в природе. Возможные степени окисления. Физические и химические
свойства хлора. Промышленные и лабораторные способы получения. Физиологические
свойства хлора.
7.
Галогеноводороды. Физические и химические свойства галогеноводородов. Кислотные
свойства галогеноводородов. Способы получения. Качественные реакции на галогенид-ионы.
8.
Окислительно-восстановительные свойства галогеноводородов.
9.
Соединения галогенов с кислородом. Строение оксидов. Физические и химические
свойства. Способы получения.
10.
Кислотные и окислительно-восстановительные свойства оксидов хлора.
11.
Оксокислоты галогенов типа НХО НХО2,. Состав и строение. Физические и химические
свойства. Окислительно-восстановительные свойства.
12.
Оксокислоты галогенов типа НХО3 и НХО4. Состав и строение. Физические и химические
свойства. Окислительно-восстановительные свойства.
13.
Характер изменения активности и кислотности в ряду оксокислот типа НХО НХО 2, НХО3
и НХО4.
14.
Общая характеристика элементов VIА – группы. Кислород. История открытия. Положение
в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атома и молекулы (метод валентных
связей, метод молекулярных орбиталей). Возможные степени окисления. Нахождение в
природе.
15.
Аллотропные видоизменения кислорода. Полиморфизм.
Физические и химические
свойства кислорода. Способы получения в промышленности и лаборатории. Способы
обнаружения кислорода. Физиологическое воздействие. Применение.
16.
Озон. Строение молекулы (метод валентных связей) физические и химические свойства
озона. Окислительные свойства озона. Нахождение в природе. Способы получения. Области
применения. Биологическая роль озона.
1.
Соединения пероксидного типа. Строение молекулы пероксида водорода. Физические и
химические свойства пероксида водорода. Способы обнаружения пероксида в лаборатории.
Области применения.
18.
Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.
19.
Сера. Положение в периодической системе Д.И.Менделеева. Строение атома. Возможные
валентные состояния. Нахождение в природе. Аллотропные видоизменения серы. Физические
и химические свойства. Области применения.
20.
Сероводород. Физические и химические свойства сероводорода. Восстановительные
свойства сероводорода. Способы обнаружения сероводорода в лаборатории. Способы
получения.
21.
Сульфиды. Классификация сульфидов. Физические и химические свойства. Растворимость
сульфидов. Гидролиз сульфидов. Обнаружение сульфид-ионов. Способы получения.
22.
Оксид серы (IV). Строение молекулы (метод валентных связей). Физические и химические
свойства. Окислительно-восстановительные свойства оксида серы (IV). Способы получения в
промышленности и лаборатории. способы обнаружения в лаборатории.
23.
Сернистая кислота. Сульфиты. Гидросульфиты. Физические и химические свойства.
Окислительно-восстановительные свойства сульфитов.
24.
Оксид серы (VI). Строение молекулы (метод валентных связей). Физические и химические
свойства. Полиморфные модификации оксида серы (VI). Способы получения и обнаружения.
25.
Серная кислота. Физические и химические свойства концентрированной и разбавленной
серной кислоты. Отношение кислот к металлам и неметаллам. Сульфаты и гидросульфаты.
Полисерные кислоты.
26.
Окислительно-восстановительные свойства кислородных соединений серы.
27.
Общая характеристика элементов VА - группы: положение в периодической системе Д.И.
Менделеева, строение атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону,
электроотрицательность, степень окисления. Сравнение строения атома азота и фосфора, их
возможные степени окисления и валентность..
28.
Азот. Строение молекулы азота (метод валентных связей, метод молекулярных орбиталей).
Возможные степени окисления. Нахождение в природе. Физические и химические свойства
азота. Способы получения. Области применения азота.
29.
Аммиак. Строение молекулы (метод валентных связей, метод молекулярных орбиталей).
Физические и химические свойства аммиака. Гидроксид аммония. Восстановительные
свойства аммиака. Способы получения в промышленности и лаборатории. Обнаружение
аммиака и ионов аммония в лаборатории. Области применения.
30.
Порядок изменения восстановительных и основных свойств в ряду водородных соединений
азота.
31.
Оксиды азота (I и II). Физические и химические свойства оксидов азота. Окислительновосстановительные свойства оксида азота (II). Способы получения. Биологическая роль оксида
азота (II).
32.
Оксиды азота (III, IV и V). Физические и химические свойства оксидов азота. Способы
получения.
33.
Азотная кислота. Строение молекулы. Физические свойства. Химические свойства
разбавленной и концентрированной кислоты, отношение к металлам. Окислительные свойства
азотной кислоты.
34.
Нитраты. Способы разложения нитратов. Значение азотных удобрений.
35.
Азотистая кислота. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Нитриты.
Биологическая роль нитритов.
36.
Окислительно-восстановительные свойства соединений азота.
37.
Фосфор. История открытия. Строение атома, возможные степени окисления. Аллотропные
видоизменения фосфора. Физические и химические свойства фосфора. Окислительновосстановительные свойства фосфора.
38.
Фосфин. Строение молекулы методом валентных связей. Физические и химические
свойства. Способы получения.
39.
Оксиды фосфора (III и V). Строение молекул. Физические и химические свойства.
Кислотные и окислительно-восстановительные свойства.
17.
Оксокислоты фосфора (фосфорноватистая, ортофосфорная, полиметофосфорная).
Сопоставление свойств оксокислот фосфора. Строение. Ортофосфорная кислота. Строение
молекулы. Физические и химические свойства ортофосфорной кислоты. Получение. Соли
фосфорной кислоты. Значение фосфорных удобрений.
41.
Оксокислоты фосфора, их строение.
42.
Мышьяк, сурьма, висмут, способы их получения. Физические свойства и химические.
Арсин и стибин. Оксиды мышьяка, сурьмы и висмута.
43.
Соединения мышьяка, сурьмы, висмута. Кислоты, основания мышьяка, сурьмы и висмута,
их химический характер и свойства.
44.
Общая характеристика элементов IVА –группы: положение в периодической системе Д.И.
Менделеева, строение атома, изменение степени окисления, энергии ионизации, энергии
сродства к электрону, электроотрицательности. Нахождение в природе.
45.
Углерод. Нахождение в природе. Аллотропные модификации углерода. Кристаллическое
строение алмаза и графита. Физические и химические свойства углерода. Области применения.
46.
Оксид углерода (II). Строение его молекулы (метод валентных связей, метод молекулярных
орбиталей). Способы получения. Физические и химические свойства. Восстановительная
активность. Физиологическое действие угарного газа.
47.
Водородные соединения элементов IVА –группы. Метан. Строение. Физические и
химические свойства метана. Способы получения. Практическое применение метана.
48.
Оксид углерода (IV). Строение молекулы. Физические и химические свойства углерода.
Способы получения.
49.
Угольная кислота. Карбонаты. Гидрокарбонаты. Способы обнаружения карбонатов.
Карбиды.
50.
Кремний, его строение. Соединения кремния с кислородом, физические и химические
свойства. Кремневая кислота. Силикаты. Области применения соединений кремния.
51.
Окислитьельно-восстановительные свойства соединений углерода.
40.
Вопросы контроля для промежуточной аттестации студентов (ч.3)
1.
Общие свойства металлов. Металлическая связь. Особенности электронного строения
атомов металлов. Типы кристаллических решеток металлов.
2.
Электрохимический ряд напряжения металлов. Ряд стандартных электродных потенциалов.
3.
Способы получения металлов. Получение металлов высокой степени чистоты. Сплавы.
4.
Коррозия металлов. Способы борьбы с коррозией металлов.
5.
Щелочные металлы. Положение в Периодической системе химических элементов
Д.И.Менделеева. Электронное строение атомов. Закономерность изменения свойств элементов IА
группы. Распространенность и нахождение в природе.
6.
Физические и химические свойства натрия и калия. Способы получения. Правила хранения
и обращения со щелочными металлами. Значение катионов калия и натрия для живых организмов.
Биологическое значение натрия и калия.
7.
Физические и химические свойства оксида, пероксида и гидроксида натрия. Способы их
получения.
8.
Литий. Строение атома. Положение в Периодической системе Д.И. Менделеева.
Отличительные особенности физических и химических свойств лития от других щелочных
металлов.
9.
Соединения лития (оксид лития, гидроксид лития, соли лития). Их физические и
химические свойства. Практическое значение лития и его соединений.
10.
Элементы ІІ-А группы (щелочно-земельные металлы, бериллий и магний). Положение в
Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атомов.
Закономерность изменения энергии ионизации, атомного радиуса, кислотно-основных свойств.
Распространенность и нахождение в природе.
11.
Бериллий, строение атома, sр и sр3 гибридизация. Физические, химические свойства
бериллия. Получение бериллия.
12.
Оксиды и гидроксиды бериллия. Их физические и химические свойства. Области
применения соединений бериллия.
13.
Магний. Физические и химические свойства. Оксид и гидроксид магния, способы их
получения. Соли магния. Значение магния для организма.
14.
Кальций. Физические и химические свойства. Оксид и гидроксид металла, способы их
получения. Соли кальция. Применение. Биологическое значение.
15.
Виды жесткости воды и способы их устранения.
16.
Комплексные соединения. Основные положения теории Вернера. Внешняя и внутренняя
сферы комплексов. Классификация комплексных соединений.
17.
Диссоциация комплексных соединений. Константа диссоциации. Константа устойчивости.
Изомерия комплексных соединений (пространственная, оптическая, гидратная, ионизационная,
координационная).
18.
Природа химических связей в комплексных соединениях. Типы гибридизаций комплексных
соединений. Спектрохимический ряд лигандов. Магнитные свойства комплексов.
19.
Металлы IIIА-группы. Положение в Периодической системе Д.И.Менделеева. Электронное
строение атомов. Общая характеристика элементов IIIА-группы. Распространенность и
нахождение в природе.
20.
Бор. Способы получения. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные
соединения бора. Борная кислота. Области применения.
21.
Алюминий. Способы получения. Физические и химические свойства. Отношение
алюминия к воде, кислотам, щелочам. Области применения алюминия и его соединений.
22.
Оксид и гидроксид алюминия. Способы получения. Химические свойства.
23.
Соли алюминия, их гидролиз..
24.
Металлы IVА-группы. Положение в Периодической системе химических элементов
Д.И.Менделеева. Электронное строение атомов. Общая характеристика подгруппы элементов.
Распространенность и нахождение в природе.
25.
Олово, свинец. Способы получения. Физические и химические свойства.
26.
Оксиды олова и свинца. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика
кислотно-основных свойств в степени окисления +2 и +4.
27.
Гидроксиды олова и свинца, способы получения, химические свойства. Соли олова и
свинца, их гидролиз. Токсикология. Применение олова, свинца и их соединений.
28.
Общая характеристика элементов подгруппы меди. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов. Наиболее
характерные степени окисления атомов меди, серебра, золота. Нахождение в природе. Способы
получения.
29.
Физические и химические свойства меди. Отношение меди к действию кислот.
Комплексные соединения меди. Сплавы на основе меди.
30.
Физические и химические свойства серебра и золота. Их отношение к действию кислот.
Биологическое значение. Области применения.
31.
Оксиды и гидроксиды меди (I и II). Способы их получения. Химические свойства оксидов и
гидроксидов меди.
32.
Оксиды и гидроксиды серебра и золота. Способы их получения. Химические свойства
оксидов и гидроксидов серебра и золота.
33.
Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IБ-группы в степенях
окисления +1, +2, +3.
34.
Общая характеристика элементов подгруппы цинка. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов.
Закономерность изменения энергии ионизации, атомного радиуса, активности металлов.
Нахождение в природе. Способы получения.
35.
Физические и химические свойства цинка, отношение к действию простых веществ и
сложных веществ. Области применения.
36.
Оксид и гидроксид цинка. Способы получения соединений цинка. Химические свойства
оксида и гидроксида цинка. Гидролиз солей цинка.
37.
Физические и химические свойства кадмия и ртути. Киноварь, сулема, каломель
Амальгамы. Соединения ртути в степени окисления +1. Токсичность соединений цинка, кадмия и
ртути. Важнейшие комплексные соединения элементов.
38.
Общая характеристика элементов подгруппы хрома. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов.
Закономерности изменения свойств элементов в группе. Нахождение в природе.
39.
Хром. Особенности строения атома. Физические и химические свойства хрома. Способы
получения. Области применения.
40.
Оксиды и гидроксиды хрома со степенью окисления +2, +3. Способы их получения,
физические и химические свойства. Кислотно-основные свойства
41.
Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома (II) и (III).
42.
Соединения хрома в степени окисления +6. Хромовый ангидрид. Способы получения.
Физические и химические свойства ангидрида.
43.
Хромовая и дихромовые кислоты. Способы получения солей хромовых кислот. Хромиты и
дихроматы. Полихромовые кислоты. Применение хрома и его соединений.
44.
Условия существования хроматов и дихроматов.
45.
Соли хромовых кислот. Комплексные соединения хрома.
46.
Окислительные свойства соединений хрома (VI).
47.
Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных
свойств соединений хрома в различных степенях окисления.
48.
Молибден и вольфрам. Их физические и химические свойства. Соединения молибдена и
вольфрама, их практическое значение.
49.
Общая характеристика элементов подгруппы марганца. Положение в Периодической
системе химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов.
Закономерности изменения свойств элементов. Наиболее характерные степени окисления
элементов в этих соединениях. Нахождение в природе.
50.
Марганец. Способы получения, физические и химические свойства марганца.
51.
Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных
свойств соединений марганца в различных степенях окисления.
52.
Оксиды и гидроксиды марганца в степени окисления +2, Способы их получения,
физические и химические свойства. Соли марганца.
53.
Оксиды и гидроксиды марганца в степени окисления +3. Способы их получения,
физические и химические свойства.
54.
Оксид марганца в степени окисления +4. Способы получения, физические и химические
свойства оксида. Свойства оксида как катализатора. Характеристика окислительновосстановительных свойств оксида.
55.
Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в
степени окисления +2, +3, +4.
56.
Оксиды и гидроксиды марганца со степенью окисления +6, +7. Марганцовистая и
марганцовая кислоты, их соли. Получение, химические свойства. Марганцовый ангидрид,
получение. Значение соединений марганца.
57.
Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью окисления
+6.
58.
Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью окисления
+7. влияние кислотности среды на процесс протекания окислительно-восстановительных реакций.
59.
Общая характеристика элементов триады железа (железо, кобальт, никель). Положение в
Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного
строения атомов. Закономерность изменения свойств элементов. Наиболее характерные степени
окисления элементов в их соединениях. Нахождение в природе. Способы получения.
60.
Железо. Строение атома. Физические и химические свойства железа. Отношение его к воде,
кислотам, щелочам, солям. Взаимодействие железа с неметаллами. Биологическое значение
железа.
61.
Сплавы на основе железа. Способы их получения. Практическое значение.
62.
Кобальт, никель. Особенности строения их атомов. Положение в периодической системе
Д.И. Менделеева. Способы получения. Физические свойства. Взаимодействие с простыми и
сложными веществами. Биологическая роль кобальта.
63.
Соединения железа со степенью окисления + 2 и + 3 (оксиды, гидроксиды). Способы их
получения. Физические и химические свойства.
64.
Соли железа (II и III). Комплексные соли железа.
65.
Гидролиз солей железа.
66.
Качественные реакции на соли железа (II и III).
67.
Окислительно-восстановительные свойства соединений железа.
68.
Соединения железа в степени окисления +6, +8, их физические и химические свойства.
Ферраты, способы их получения.
69.
Оксиды и гидроксиды кобальта и никеля в степени окисления +2, +3. Способы их
получения, физические и химические свойства.
70.
Комплексные соединения кобальта и никеля. Окислительно-восстановительные свойства
соединений кобальта и никеля со степенью окисления +2, +3.
71.
Гидролиз солей кобальта и никеля.
72.
Общая характеристика свойств элементов главных подгрупп периодической системе Д.И.
Менделеева и их соединений. Закономерности в изменении радиусов, энергии ионизации,
сродства к электрону, электроотрицательности.
73.
Соединения металлов и неметаллов главных подгрупп с водородом. Закономерности
изменения их восстановительных свойств и прочности связи в этих соединениях.
74.
Особенности электронных структур атомов переходных металлов и их положение в
Периодической системе Д.И.Менделеева. Черты сходства и отличия в свойствах элементов
главных и побочных подгрупп. Многообразие степеней окисления, проявляемых атомами
элементов побочных подгрупп. Склонность d-элементов к комплексообразованию.
75.
Общая характеристика элементов подгруппы скандия. Положение в Периодической
системе химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атомов. Физические и
химические свойства металлов. Сравнение свойств элементов главной и побочной подгруппы III
группы.
76.
Сравнение окислительно-восстановительных свойств соединений свинца со степенью
окисления +2 и +4.
Вопросы контроля для промежуточной аттестации студентов (ч.4)
1. Состояние термодинамической системы. Первый закон термодинамики. Закон сохранения
материи.
2. Тепловые эффекты и термохимические уравнения. Закон Гесса.
3. Химический процесс, протекающий в закрытой системе.
4. Направление реакций в изолированной системе. Энтропия.
5. Энтропия изолированной системы, в которой протекают обратимые фазовые переходы.
6. Направление реакций в неизолированной системе. Энергия Гиббса.
7. Температурная зависимость энтальпии. Мольная теплоемкость.
8. Энергия Гиббса и химические свойства веществ.
9. Условия протекания окислительно-восстановительных реакций.
10. Типичные окислители и восстановители.
11. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций.
12. Гидролиз. Гидролиз солей (4 типа). Константа гидролиза.
13. Кислотно-основное равновесие. Теория Аррениуса.
14. Теория кислот и оснований Льюиса, Бренстеда-Лоури.
15. Автопротолиз воды. Кислотно-основные индикаторы. Измерение рН.
16. Электролитическая диссоциация. основные положения.
17. Квантово-механическая теория строения атома.
18. Представления о волновых свойствах электрона. Корпускулярно-волновой дуализм.
Уравнение Планка. Уравнение волны де-Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.
19. Понятие о квантовых числах: главном, орбитальном, магнитном и спиновом. Их значения и
физический смысл. Порядок заселения орбиталей электронами. Принцип наименьшей
энергии. Правила Клечковского. Принцип Паули. Максимальная емкость энергетических
уровней и подуровней. Правило Хунда.
20. Электронные символические и графические формулы элементов периодической системы. s, p-. d-. f – элементы.
21. Периодическая система и электронная структура атомов. Периодичность свойств атомов.
22. Химическая связь.
23. Основные положения химической кинетики. Механизмы химических реакций. Скорость
химических реакций.
24. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон
действующих масс. Константа скорости реакции и ее физический смысл. Энергия
активации. Активированный комплекс. Условия эффективных соударений молекул.
Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Зависимость
скорости химической реакции от природы реагирующих веществ. Катализатор.
25. Теория катализа, виды катализа. Виды катализаторов.
26. Физическая теория растворов С.Аррениуса. Свойства растворов, сближающие их с
физическими смесями (процесс диффузии).
27. Химическая теория растворов Д.И.Менделеева. Свойства растворов, сближающие их с
химическими соединениями (теплота растворения, сольватация, гидратация).
28. Гидролиз.
29. Реакции амфотерных соединений.
30. Комплексообразование.
31. Электродные процессы.
32. Окислительно-восстановительные реакции.
7. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины
1. Основная литература
1. Глинка Н.Л. Общая химия [Текст] : учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка ; под ред. А.И.
Ермакова. -30-е изд., испр. – М. : Интеграл-Пресс, 2008. – 727, ISBN 5-89602-017-1
2. Практикум по общей и неорганической химии [Текст] : учеб. пособие / В.И. Фролов [и др.]
; под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – 301.
– (Высшее образование). – ISBN 5-7107-4293-7 9 в пер.)
2. Дополнительная литература
1. Неорганическая химия: В 3 т. / Под ред. Ю.Д. Третьякова т.2 Химия непереходных
элементов: Учебник для студ. Высш. учеб. Заведений / А.А. Дроздов, В.П. Зломанов, Г.Н.
Мазо, Ф.М.Спиридонов. – М.:Издательский центр «Академия», 2004. – 368 с.
2. Штреплер Г.И. Задачи и упражнения по общей химии [Текст] : учеб.-метод. пособ. для
студентов хим.-биол. специальностей. – Саратов: Изд-во Саратю ун-та, 2011. – 124 с.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия Москва , Высшая школа: Академия., 2005. 6-е изд., стер.
4. Лидин Р.А. Общая и неорганическая химия в вопросах: Пособие для вузов / Р.А. Лидин
Л.Ю. Аликберова , Г. П. Логинова; Под ред. Р.А. Лидина. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.:
Дрофа, 2004. – 304 с.
3. Интернет-источники
Научная электронная библиотека eLIBRARY.RU – http://elibrary.ru/defaultx.asp
Интернет библиотека электронных книг Elibrus – http://elibrus.1gb.ru/psi.shtml
8. Материально-техническое обеспечение дисциплины
Наглядные пособия – «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева",
"Растворимость солей, кислот и оснований в воде", "Электрохимический ряд напряжений
металлов", и др.).
2 Приборы, наборы посуды и лабораторных принадлежностей для химического эксперимента:
аппарат (установка) для дистилляции воды, весы (до 500 г), нагревательные приборы, штативы,
аппараты для получения газов, термометры, барометр, фарфоровая посуда, бюретки, электронные
весы, прибор для определения электропроводности веществ, Аппарат Киппа, мерная посуда.
Специальная химическая посуда (.колба Вюрца, Колба Бунзена, воронка Бюхнера, промывные
склянки, тигли, водяная баня), фильтровальная бумага.
3. Химические реактивы
4. Ноутбук с программным обеспечением.
5. Экран
проекционный
Программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС ВПО с направления
подготовки 050100 Педагогическое образование, утвержденного приказом
Минобрнауки России 17 сентября 2009 года, № 337. Профиль «Химия» ФГОС ВПО
утвержден приказом Минобрнауки России от 22 декабря 2009 года, № 788 с учетом
рекомендаций и примерной ООП ВПО по направлению 050100 Педагогическое
образование, профиль «Химия»
Авторы,
доцент кафедры химии и методики обучения
Института химии СГУ
______Г.А. Пичугина
Программа одобрена на заседании кафедры химии и методики обучения
Института химии СГУ от 29 августа 2011 года, протокол № 15
Подписи:
Зав. кафедрой, д.х.н.
Директор Института химии,
д.х.н., профессор
Н.В. Пчелинцева
О.В. Федотова
Приложение 1
Вопросы для самостоятельной подготовки к лабораторным занятиям
Элементы I А – группы. Водород
1. Какими способами можно получить молекулярный водород : а) в лаборатории, б) в
промышленности?
2. Укажите, какие функции могут выполнять в химических реакциях частицы: а) Н 2, б)
Н  (раствор), в) Н  (твердое состояние). Выводы подтвердите уравнениями реакций.
3. В чем заключается отличие электронного строения атома фтора от строения атомов других
галогенов? К каким особенностям фтора приводит это отличие?
4. Какие галогены в свободном виде получают электролизом? Укажите промышленный способ
получения остальных галогенов. Какой галоген нельзя получить химическим путем?
5. Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома хлора и геометрическую форму
частиц СlF3, СlF5. каков тип гибридизации атомных орбиталей?
6. Сравните кислотные свойства галогеноводородов, определяемые химической связью в этих
соединениях.
7. Составьте уравнения реакций, протекающих при смешивании водных растворов следующих
веществ:
А) КМnО4 + КI =
Б) КмnО4 + Н2SО4 + КI =
8. Предложите способы разделения ионов фтора, хлора, брома, иода при их попарном присутствии
в водном растворе. Каким образом идентифицировать их при совместном присутствии в растворе
всех четырех ионов?
9. Охарактеризуйте химическую связь в молекулах Cl2О и ClО2 , а также их геометрическое
строение и реакционную способность.
10. Составьте уравнения реакций Cl2О, ClО2, ClО3 с водой, приводящих к получению всех
кислородных кислот хлора. Укажите относительную силу этих кислот в водном растворе.
11. По правилу Полинга определите силу следующих кислот в водном растворе: НвrО, НвrО3,
НвrО4. выводы подтвердите справочными данными.
12. Как изменяются окислительные свойства соединений галогенов с одной и той же степенью
окисления при увеличении порядкового номера элемента-галогена? Подтвердите ответ
уравнениями реакций.
13. Гипохлорит, хлорит и хлорат натрия – сильные окислители в реакциях, протекающих при
умеренном нагревании реагентов, а перхлорат натрия в этих условиях – более слабый окислитель.
Объясните эти факты.
14. Укажите, какие продукты могут образовываться при нагревании смеси следующих веществ: а)
перхлората и сульфида калия; б) хлората и тиосульфата калия. Предложите способы разделения
продуктов из полученного плава.
15. Составьте уравнения реакций термического разложения всех известных оксидов хлора.
Элементы VI А – группы
1. Как изменяются свойства элементов :А – группы при переходе от кислорода к полонию?
Твердый О2 и твердая сера S8 имеют молекулярную кристаллическую решетку. Какую
кристаллическую решетку имеет полоний в свободном виде?
2. Молекула дикислорода – неполярная и парамагнитная, а молекула озона – полярная и
диамагнитная. Объясните эти факты.
3. В газообразной сере при 900 0 С обнаружены молекулы S2. По ММО предложите электронное
строение и магнитные свойства этой молекулы.
4.По МВС предскажите геометрическую форму ОF2 и сравните результат с геометрией молекулы
Н2О. Укажите, какая из этих молекул менее полярна.
5.Используя МВС , предложите геометрическую конфигурацию следующих частиц: SF6, SCl2.
6.Составьте уравнения реакций, иллюстрирующих окислительные и восстановительные свойства
пероксида водорода в кислотной и щелочной среде. В какой среде пероксид водорода является
более сильным: а) окислителем; б) восстановителем?
7. Предложите способы удаления сероводорода из водного раствора, осуществляемые в
лаборатории.
8.Является ли взаимодействие твердого сульфида натрия с конц. серной кислотой окислительновосстановительной реакцией? Дайте мотивированный ответ.
9. Составьте уравнения реакций, иллюстрирующие восстановительные свойства диоксида серы в
кислотной и щелочной средах. В какой среде эти свойства более ярко выражены?
10. По МВС предскажите полярность, а отсюда – реакционную способность молекул SО2 и SО3.
11. Составьте уравнения всех стадий получения серной кислоты в промышленности, если
исходным веществом является пирит.
12. По правилу Полинга предскажите силу кислот в водном растворе: Н2SО4, Н2SО7.
13. Составьте электрохимическое уравнение процессов на катоде и аноде для разбавленных
водных растворов: Н2SО4, К2SО4, NаF.
14. Какие из указанных веществ не следует подвергать сушке с помощью конц. серной кислоты:
НСl, SО2, НI, воздух, Н2, СО2.
15. Приведите уравнения реакций, в которых конц. серная кислота является окислителем за счет
атома серы, а разб. серная кислота – за счет атома водорода.
Элементы VА – группы
1.ММО и МВС рассмотрите образование химической связи в молекуле азота.
Используя ММО, рассмотрите образование химической связи в частицах N 2 ,
N 02 , N 2 . Укажите изменение порядка, энергии и длины связи в этом ряду.
2.
Опишите строение белого и красного фосфора. Почему белый фосфор обладает более
высокой химической активностью?
3.
В чем заключается главная причина сходства и различия химии элементов азота,
фосфора и мышьяка?
4.
Составьте уравнения реакций:

Р + Н3О + МnО 4 =
Аs + ОН  + СlО  =
5. Пользуясь принципом Ле Шателье, укажите оптимальные условия, обеспечивающие
увеличение выхода аммиака при его прямом синтезе из азота и водорода.
6. Составьте уравнения термического разложения азотной кислоты, нитрата калия, свинца (II) и
серебра (I).
7. Приведите уравнение реакции лабораторного способа получения ортофосфорной кислоты,
исходя из красного фосфора и конц. азотной кислоты.
8. Каким путем можно отличить хлорид аммония от хлорида натрия? Приведите уравнения
реакций.
9. Чем обусловлена малая реакционная способность нитрат-иона в водном растворе? Какие
условия необходимо создать, чтобы азот (V) мог проявлять окислительные свойства?
10. Составьте уравнения реакций:
РI3 + Н2О =
РF3 + ОН  =
Элементы IVА – группы
1. Опишите
аллотропные
модификации
углерода.
Почему
графит
обладает
электропроводностью?
2. По ММО составьте энергетические диаграммы образования связи в частицах СО, СN.
3. Составьте уравнения реакций взаимодействия с избытком воды: а) дикарбида кальция; б)
карбида алюминия.
4. Перечислите продукты взаимодействия диоксида углерода с: а) раствором гидроксида бария;
б) раствором тетрагидроксобериллата (II ) натрия.
5. Предложите возможные способы : а) разделения смеси ионов Sn 2  и Рb 2  .
6.
Составьте уравнения реакций:
РbО2 + Н2О2 =
РbО2 + НNО3 + КNО2 =
7.Напишите уравнения реакций гидролиза карбоната калия, гидрокарбоната калия, карбоната
аммония.
8.Смешаны оксиды германия (IV) и свинца (IV). Предложите способы их разделения.
9.Составьте уравнения реакций:
РbS + О2 =
РbS + Н2О2 =
10.
Составьте уравнения реакций:

Sn + ОН + Н2О =
Sn + НNО3 (конц.) =
Sn + НNО3 (разб.) =
III семестр - Химия металлов
Элементы IА – группы
1.По методу молекулярных орбиталей рассмотрите образование связи в частицах Li 2 , Li 02 , Li 2 .
Как изменяется энергия и длина связи в этом ряду? Укажите магнитные свойства всех частиц.
2. Сравните положение лития в электрохимическом ряду напряжений и Периодической таблице
относительно других щелочных металлов. Объясните кажущуюся аномалию, учитывая
увеличение размеров катионов щелочных металлов с ростом порядкового номера элемента.
3. Составьте уравнения электорхимических реакций на инертных электродах и общие уравнения
электролиза расплавов: а) фторида калия; б) гидрида лития.
4. Какие вещества образуются при сгорании каждого из простых веществ элементов IА –группы
на воздухе? Как эти продукты реагируют с водой?
5. Через водный раствор гидроксида натрия пропускают следующие газообразные вещества:
хлор, хлороводород, диоксид углерода. Напишите соответствующие уравнения реакций.
6. Составьте уравнения реакций:
Nа2О2 + КМnО4 + Н2SО4 =
NаН + Н2О =
7.Охарактеризуйте отношение щелочных металлов к кислороду, водороду, воде и кислотам. Чем
литий по своим свойствам отличается от других щелочных металлов? Дайте мотивированный
ответ.
8.Напишите уравнения реакций получения оксидов и гидроксидов щелочных металлов. Как
изменяется растворимость и сила гидроксидов от лития к цезию?
9.Составьте схемы электрохимических процессов, происходящих при электролизе раствора и
расплава хлорида калия.
10. Напишите уравнения реакций гидролиза карбоната калия, сульфида натрия.
Элементы IIА – группы
1.Составьте уравнения реакций между магнием и следующими веществами: а) серная кислота
(разб.);б) азотная кислота (разб.); в) вода (гор.).
2.Магний подожгли на воздухе. Каков состав спека? Что произойдет с этим спеком: а) во влажной
атмосфере и при последующем прокаливании, б) при взаимодействии с азотной кислотой (разб.)?
Почему магний не реагирует с холодной водой?
3.Какие продукты могут образовываться при барботировании через раствор гидроксида бария
следующих газов: а) диоксида углерода, б) сероводорода, в) иодоводорода, в) дихлора? Составьте
уравнения реакций.
4.Составьте уравнение обратимой реакции разложения карбоната кальция, запишите выражение
для константы равновесия и укажите условия, необходимые для полного разложения соли.
5.Как можно получить гидроксиды щелочноземельных металлов? Напишите уравнения
соответствующих реакций. Как изменяется растворимость и сила гидроксидов щелочноземельных
металлов от кальция к барию?
6.Какие ионы придают воде «жесткость»? Как можно ее устранить? Написать уравнения
соответствующих реакций.
7.Напишите уравнения реакций, которые произойдут при добавлении соды к жесткой воде,
содержащей Са(НСО3)2, Мg(НСО3)2, СаSО4.
8.Укажите различия в протекании гидролиза следующих соединений: ВаS, СаС2, Ве2С.
9.Какие типы гидроксидов известны для элементов II А-группы? Ответ подтвердите уравнениями
реакций. Почему гидроксид магния реагирует с сульфатом аммония в растворе, а гидроксид
бериллия не реагирует?
10. Какие вещества получаются в осадке при добавлении соды к раствору, содержащему соли
хлорида магния, хлорида кальция, нитрата бария, хлорида аммония?
Элементы III А – группы
1. Опишите образование связи в молекуле В2 по ММО. Укажите порядок связи и магнитные
свойства этой молекулы.
2. Составьте уравнения реакций гидролиза трихлорида и трифторида бора. Укажите возможные
продукты этих реакций и реакцию среды.
3. Проводится электролиз расплава гидрида натрия, хлорида магния, фторида алюминия.
Составьте уравнения электрохимических реакций.
4. Опишите кислотно-основные свойства гидроксида алюминия в водном растворе. Какие из этих
свойств преобладают у гидроксида алюминия?
5. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с разбавленными соляной, серной,
азотной кислотами.
6. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с концентрированными соляной,
серной, азотной кислотами.
7. Каковы химические свойства оксида алюминия? Напишите соответствующие уравнения
реакций.
8. Каковы химические свойства гидроксида алюминия? Напишите соответствующие уравнения
реакций. Объясните амфотерность гидроксида алюминия с позиций протолитической теории.
9. Каково отношение алюминия к кислороду, воде, щелочам? Напишите соответствующие
уравнения реакций.
10.
Составьте уравнения реакций:
Аl + КмnО4 + Н2SО4 =
Аl + Nа2СО3 (конц.) =
Элементы IБ – группы
1. Какую степень окисления проявляют атомы меди, серебра, золота в соединения? Дайте
объяснение. Приведите примеры.
2. В чем заключается сходство и различие электронных структур и химических свойств металлов
подгруппы меди и щелочных металлов? Дайте объяснение.
3. По методу валентных связей с учетом теории кристаллического поля определите тип
гибридизации орбиталей центрального атома и предскажите геометрическую форму комплексов:
[Аg(NН3)]  ; [Аg(СN)2]  ; [Аu((СN)4]  
4. В лаборатории имеются амминкомплексы меди (II):
[Сu(NН3)4(ОН)2]∙3Н2О; [Сu(Н2О)2(NН3)4]SО4. Предложите способы их разложения и
индентификации.
5. Используя теорию кристаллического поля, объясните почему комплексный ион [СuСl2]  в
водном растворе бесцветный, а [Сu(Н2О)2Сl4] 2  окрашен в зеленый цвет.
6. Каково отношение меди и серебра к соляной, серной и азотной кислотам различной
концентрации на холоде и при нагревании? Напишите соответствующие уравнения реакции.
7. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения реакций взаимодействия гидроксида
меди (II) с раствором аммиака.
8. Какую реакцию на лакмус должны иметь раствлры нитрата меди (II)? Напишите уравнения
реакции.
9. Cоставьте формулы комплексных ионов для Сu 2  и Аu 2  , в которых координационное число
равно четырем, а лигандами являются нейтральные молекулы и ионы: NН3, S2О3 2  , СN  .
10. Составьте уравнения реакций:
СuI + Н2SО4 =
АgСlО3 + НNО2 =
Элементы IIБ – группы
1. В чем заключается сходство и отличие химических свойств металлов главной и побочной
подгрупп II группы периодической системы Д.И.Менделеева? Дайте обоснованный ответ.
Приведите примеры.
2. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с кислотами-окислителями.
3. Смешивают равные объемы растворов с одинаковой молярностью:
4. а) гидроксида натрия и нитрата ртути (I)
5. б) гидроксида натрия и нитрата ртути (II)
6. Составьте уравнения реакций. Не прибегая к расчету, определите, в каком случае масса осадка
будет больше. Предложите способы перевода ртути из этих осадков в раствор.
7. Смесь цинка и сульфида цинка (II) обрабатывают конц. азотной кислотой. Какие продукты
будут преобладать в реакционной смеси? Укажите возможные продукты-примеси.
8. Как из нитрата цинка получить гидроксоцинкат калия? Напишите уравнения реакций в
молекулярной и ионной форме.
9. Напишите уравнение реакции взаимодействия гидроксида кадмия с хлоридом аммония, имея в
виду, что в результате реакции образуется комплексная соль.
10. Почему раствор нитрата ртути готовят на воде, подкисленной азотной кислотой? Дайте
мотивированный ответ.
11. По методу валентных связей определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в
комплексах: [Zn(NН3)2Сl2] и [Сd(Н2О)2(ОН)4] 2  . Установите геометрическую форму и магнитные
свойства комплексов. Будут ли эти комплексы окрашены? Дайте обоснованный ответ.
12. В двух пробирках находятся соответственно растворы сульфата цинка (II) и хлорида кадмия
(II). В пробирки добавляют (по каплям) раствор гидрата аммиака. Вначале в обеих пробирках
выпадают осадки, которые затем переходят в раствор. Объясните результаты опыта.
10. В водном растворе перхлората ртути (I) катионы имеют состав [Нg(Н2О)2] 2  . Определите тип
гибридизации атомных орбиталей ртути (I) в таком катионе и предскажите его геометрическую
форму.
Элементы VIБ – группы
1. Составьте электронные конфигурации атомов хрома, молибдена, вольфрама. Объясните их
отличие от атомных конфигураций соответствующих элементов VI А-группы. Объясните, почему
число электронов на валентном (n-1) d-подуровне различно для атомов хрома, молибдена,
вольфрама.
2. Объясните (сточки зрения строения атома), почему степень окисления +2 более устойчива для
марганца и менее устойчива для хрома. Свой ответ проиллюстрируйте примерами.
3. Как изменяется природа оксидов и гидроксидов хрома в ряду Сr(II), Сr(III), Сr(VI)? Дайте
обоснованный ответ. Приведите примеры уравнений реакций.
4. Каковы условия существования в растворе хроматов и дихроматов? Дайте обоснованный ответ
и напишите соответствующие уравнения реакций.
5. Объясните, почему при пропускании диоксида углерода через раствор сульфата хрома (III),
или при добавлении карбоната натрия к тому же раствору никогда не образуется карбонат хрома
(III).
6. С помощью правила Полинга объясните, почему кислота Н2Сr2О7 является более сильной в
растворе, чем Н2СrО4.
7. Предложите химические способы обнаружения хромат и дихромат ионов.
8. Составьте уравнения реакций:
NаNО3 + Сr2О3 + Nа2СО3 =
Fе(СrО2)2 + Nа2СО3 + О2 =
9. Допишите уравнения реакций:
К2Сr2О7 + Н2S + Н2SО4 =
К2Сr2О7 + КI + К2Сr2О7 =
10. Опишите сходство в химическом поведении аквакатионов хрома (III), железа (III), алюминия
(III). В чем оно проявляется? Является ли это сходство полным?
Элементы VIIБ – группы
1. Сравните электронное строение атомов марганца и хлора. На основе этого объясните различие
в их химических свойствах и наличие нескольких степеней окисления обоих элементов.
2. Как изменяются кислотно-основные свойства соединений марганца при повышении степени
окисления этого элемента? Приведите примеры соединений марганца с основной и кислотной
функцией.
3. Приведите формулы всех известных оксидов марганца и способы их получения. Как
изменяются кислотно-основные свойства этих оксидов при возрастании степени окисления
марганца в них? Дайте аргументированный ответ.
4. Опишите способы получения гидроксида марганца (II), учитывая его способность окисляться.
Каков кислотно- основный характер этого соединения? Ответ подтвердите уравнениями
соответствующих реакций.
5. Как действует на марганец разбавленные и концентрированные растворы соляной, серной и
азотной кислоты на холоде и при нагревании? Напишите соответствующие уравнения реакций.
6. Какие из соединений марганца в химических реакциях являются: а) только восстановителем; б)
только окислителем; в) окислителем и восстановителем? Дайте обоснованный ответ. Приведите
необходимые уравнения реакций.
7. Напишите уравнения реакций взаимодействия перманганата калия и нитрита натрия в кислой,
нейтральной и щелочной среде.
8.Составьте уравнения реакций:
КмnО4 + К2SО3 =
КмnО4 + Н2SО4 + Н2О2 =
9. Перечислите продукты, которые могут образовываться при термическом разложении
перманганата калия.
10. Укажите, какие из перечисленных ниже веществ взаимодействуют с перманганатом калия в
кислотной среде: оксид свинца (IV), перксид натрия, хлороводородная кислота, монооксид
углерода, сульфат железа (II). Напишите соответствующие уравнения реакций.
Элементы VIIIБ – группы
1.Приведите примеры простых или комплексных соединений элементов VIIIБ – группы в
устойчивых для каждого из них степенях ок5исления.
2.Как в лабораторных условиях получают железо? Какие для этого применяют восстановители?
Напишите соответствующие уравнения реакций.
3.Водный раствор хлорида железа (III) при длительном кипячении становится мутным. Поясните
происходящие изменения.
4.В трех пробирках находятся водные растворы веществ: а) гидроксида натрия, б) гидрата
аммиака, в) смеси гидроксида натрия и гидрата аммиака. В каждую пробирку добавляют по
несколько капель раствора хлорида никеля (II) . Какие изменения наблюдаются в пробирках?
Составьте уравнения протекающих реакций.
5. На опыте установлено, что в результате растворения в воде гексагидроксоплатината (IV) натрия
среда становится щелочной. Составьте уравнения реакций, объясняющие результаты опыта.
Приложение 2
Варианты тестовых заданий
1
2
Наиболее распространенный изотоп
водорода в земной коре:
1.
2.
3.
тритий
дейтерий
протон
3
4
Водород не взаимодействует:
1.
2.
3.
4.
5
1.
2.
3.
4.
кислородом
оксидом меди
серой
железом
Водород обладает следующими
физическими свойствами:
газ, без цвета, тяжелее воздуха, хорошо
растворим в воде
газ, малорастворимый в воде, с резким
запахом
газ, легче воздуха, малорастворимый в воде,
горюч
газ, без цвета, поддерживает горение,
малорастворимый в воде
7
Какая масса гидрида кальция должна
прореагировать с водой, чтобы выделившемся
водородом восстановить 20г оксида меди (ІІ):




1.
2.
3.
4.
4,5 г
5,25 г
3,5 г
1,5 г




6




8
1.
2.
3.
4.
Водород в лаборатории можно получить:
взаимодействием алюминия с раствором щелочи
реакцией алюминия с соляной кислотой
взаимодействием гидрида натрия с водой
электролиз воды
Водород не проявляет степень окисления:
+1
-1
+2
0
Соль, которая гидролизуется по аниону:
ZnSO4
K2S
Na2SO4
Al2S3
Водород – это самый распространенный элемент:
земной коры
атмосферы
воды
Вселенной
9







Продукты электролиза раствора хлорида
калия :
К
КОН
О2
Н2
Сl2
НCl
Н2О
10
Наиболее сильными восстановительными
свойствами обладает:
молекулярный водород
протон
атомарный водород
дейтерий
1.
2.
3.
4.
Варианты тестовых заданий
Тестовые задания по теме «Элементы VА группы»
ВАРИАНТ I
Фамилия, имя________________________________
2
В реакции между азотом и водородом выход аммиака
увеличивается, если
Формула фосфорноватистой кислоты
1.
2.
3.
4.
Н3РО4
Н3РО3
Н4Р2О6
Н3РО3
1.
2.
3.
4.
уменьшить давление и повысить температуру
уменьшить температуру и давление
повысить давление и уменьшить температуру
повысить температуру и давление
3
В лаборатории аммиак получают при
нагревании:
4
При повышении температуры водного раствора фосфата
натрия степень гидролиза
а) NН4Сl
б) NН3 ·Н2О
в) N2 + Н2
г) (NН4)2SО4




5
уменьшается
увеличивается
не изменяется
уменьшается, затем увеличивается
6
В молекуле аммиака атом азота
находится в:
1.
2.
3.
4.
5.
Sр - гибридизации
Sр2 - гибридизации
Sр3 - гибридизации
Sр3d1 - гибридизации
Sр3d2 - гибридизации
В три пробирки с концентрированной азотной
кислотой опустили по грануле различных
металлов. В первой пробирке выделился
бесцветный газ, во второй газ бурового цвета, в
третьей пробирке реакция не произошла. Это
металлы:
1. Zn Cu Fe
2. Ag Au Pt
3. Li Cu Al
4. Na K Au
7
8
Азотная кислота на свету и при
нагревании разлагается на:
Для определения нитрат-ионов в составе
исследуемого вещества используют реакцию
с:
1. серебром и медью
2. аммиаком
3. серной кислотой и медью
4. серебром и хлоридом железа
1.
2.
3.
4.
9
10
Как изменяется сила кислот в ряду
Фосфор образует следующие аллотропные
модификации
НNО3→ Н3РО4→ Н3АsО4
1. уменьшается
2. увеличивается
3. увеличивается, а затем уменьшается
4. не изменяется
1. красный, белый
2. кристаллический, аморфный
3. белый, голубой, красный
4. черный, белый, красный
ВАРИАНТ II
Фамилия, имя __________________________________
1
Оксид фосфора (V) обладает свойствами
реагировать с веществами:
2
При термическом разложении нитрата аммония
образуются вода и
1. водой
2. железом
3. гидроксидом натрия
4. раствором нитрата серебра
5. азотной кислотой
Какие из перечисленных свойств соответствуют
действительности?
а) 1, 2, 3, 4
в) 1, 3, 4
б) 1, 2, 3, 4, 5
г) 1, 2, 5
3
1.
2.
3.
4.
не изменяется
вначале убывает, затем возрастает
возрастает
убывает
N2
N2O
NO
NO2
4
Сила кислот в ряду HNO3 → HPO3 →
Молекулярная
кислоты
HAsO3
1.
2.
3.
4.
N2О5, Н2О
N2О3, Н2О
NО, NО2, Н2О
NО2, О2, Н2О
1.
2.
3.
4.
формула
фосфорноватой
Н3РО3
Н3РО2
Н4Р207
Н4РО6
Напишите структурную формулу фосфорноватой
кислоты
5
Соответствие между химической формулой
и названием веществ:
Название вещества
формула
1.
2.
3.
4.
аммиак
гидразин
гидроксиламин
азидоводород
Химическая
а) НN3
б) NН3
в) N2Н4
г) NН2ОН
6
Азот обладает свойствами реагировать с
1. кислородом
2. серой
3. металлами
4. водородом
5. хлором
Какое утверждение верное?
А) 1, 2, 3, 4, 5
Б) 1, 3, 4,
в) 2, 4,5
г) 1, 3, 4, 5
7
8
Продуктами реакции
N2O + К2Сr2О7 + H2SO4 =
являются вещества
1. К2SO4
2. Н2О
3. NO
4. КNO3
5. N2
6. Сr2(SO4)3
ВАРИАНТ III
1
N2O5 → Р2О5 → As2O5 → Sb2О5
1. убывают
2. возрастают
3. не изменяются
4. отсутствуют
Фамилия, имя __________________________________
2
Укажите продукты реакции
КNO2 + КI + H2SO4 =
1. Н2О
2. I2
3. NO2
4. НNO3
5. КNO3
6. NO
7. К2SO4
Химические свойства аммиака
1) взаимодействие с кислотами, 2)
щелочными металлами, 3) каталитическое
окисление, 4) галогенами, 5) горение, 6) с
окислителями, 7) с восстановителями.
Какие утверждения верны
А) 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Б) 1, 2, 3, 5, 6
В) 1, 3, 5, 6, 7
Г) 1, 3, 4, 7
5
Нейтральная среда образуется при
растворении в воде
1) NH4NO3
2) NaNO3
3) К3РО4
4) КН2РО4
7
Восстановительные свойства в ряду
NH3 → РН3 → АsН3
Уменьшаются
Увеличиваются
Уменьшаются, затем увеличиваются
Не изменяются
В ряду NН3 → N2Н4 → NН2ОН
Основные свойства
1. возрастают
2. уменьшаются
3. уменьшаются, затем возрастают
4. не изменяются
3
1)
2)
3)
4)
Кислотные свойства в ряду
4
Молекулярная
кислоты
5.
6.
7.
8.
формула
фосфористой
Н3РО3
Н3РО2
Н4Р207
Н4РО6
Напишите структурную формулу фосфористой
кислоты
6
Продукты разложения при нагревании
Рb(NO3)2
1)
2)
3)
4)
8
1.
2.
3.
4.
Металл, NO2 , О2
Оксид металла, NO2 ,О2
Нитрит металла, О2
Оксид металла, NO , О2
Аммиак можно осушить с помощью
Н2SO4 (конц)
CaO
КОН
NH4Cl
9
Продуктами реакции являются
HNO3 (раб 10%) + Zn →
1. NO2
2. NO
3. N2
4. NН4NO3
5. Н2О
6. Zn(NO3)2
10
Химические свойства ортофосфорной
кислоты – это
1) диссоциация в водном растворе; 2)
взаимодействие с цинком; 3) основными
оксидами; 4) медью при нагревании; 5)
аммиаком; 6) азотной кислотой
Какие утверждения верны?
А) 1, 2, 3,5
Б) 2, 3, 5, 6
В) 1, 2, 3, 6
Г) 1, 2, 3
Тестовые задания по теме « Элементы VIА группы»
ВАРИАНТ I
Фамилия, имя __________________________________
1
Концентрированная серная кислота обладает
свойствами реагировать с: 1) медью;2) солями;3)
фосфором;4) углеводами;5) серебром ;6) сульфатом
вария;7) амфотерными оксидами;8)хлороводородом;9)
медным купоросом. Какие из перечисленных веществ
указаны верно:
а) 2, 3, 7
б) 1, 2, 3, 4, 5, 7
3
в) 6, 7, 8
г) все вещества
Выход продукта в реакции
2
Продукты реакции:
КМnО4 + Н2О2 + Н2SО4 →








Н2О
К2МnО4
МnО2
МnО
МnSО4
О2
Н2
К2SО4
4
Сероводород
нагревании:
может
образовываться
при
2SО2 + О2 ↔ 2SО3 – Q
можно увеличить:
1)
2)
3)
4)
повышением давления
понижением давления
охлаждением
повышением температуры
5
Реактивы, которые можно хранить в железной
цистерне, - это:
1)
2)
3)
4)
Н2SО4 (разб.)
Н2SО4(конц.)
Н2SО4 (безвод.)
олеум
1)
2)
3)
4)
6
1.
2.
3.
4.
КНSО3 + НСl
К2S + НСl
Ва(НS)2
(ВаОН)2SО4
Соль, которая гидролизуется по аниону, - это
Zn SО4
К2S
Nа2SО4
Аl2S3
7
8
Серная кислота в разбавленном растворе является
окислителем за счет атомов:
1)
2)
3)
4)
В молекуле SF6 осуществляется гибридизация:
1.
2.
3.
4.
5.
кислорода (-2)
водорода (+1)
серы (+6)
всех элементов
9
10
Пероксид водорода в лаборатории можно
получить c помощью реакции:
1)
2)
3)
4)
Nа2О2 + Н2SО4 (разб.)
Nа2О2 + Н2SО4(конц.)
Nа2О2 + НNО3 (конц.)
Nа2О2 + НNО3 (разб.)
ВАРИАНТ II
Химическая функция Н2О2 в реакции:
Н2SО4 + Н2О2 + К2S =
1) среда
3) окислитель
2) восстановитель
4) качественным
реагентом
5
Сероводород образуется при действии на
сплав железа и серы реактивом:
1) НNО3 (разб.)
3) НСl (конц.)
2) Н2SО4(конц.)
4) Н2О2
1.
2.
3.
4.
5.
Кислотную среду имеют растворы:
Nа2SО4
ZnSО4
Аl2(SО4)3
ВаSО4
Nа2SО3
сульфат калия и нитрат бария
гидроксид калия и суфат меди (II)
хлорид калия и сульфат натрия
нитрат калия и хлорид меди (II)
Фамилия, имя __________________________________
Одинаковые по геометрической форме
частицы – это:
1) SО2
3) СО2
2) Н2О
4) ОF2
7
В водном растворе могут существовать
совместно:
1.
2.
3.
4.
1
3
sp3 – гибридизация
sp2 - гибридизация
sp - гибридизация
sp3d - гибридизация
sp3d2 - гибридизация
2
Бумажка, пропитанная раствором крахмала
и иодида калия, при действии озона синеет. Это
происходит вследствие:
1) окисления озона
3) окисления иодида
2) окисления калия
4) окисления крахмала
4
Устойчивость водородных соединений в ряду
Н2S →Н2Sе →Н2Те
1) падает
3) не изменяется
2) возрастает
4) не знаю
Продукты реакции:
КМnО4 + Nа2SО3 + Н2О →
6
1.
2.
3.
4.
5.
6.
МnО2
К2МnО4
МnSО4
КОН
Nа2SО4
SО2
8
При пропускании Н2SО4 (конц.) возможно
осушение набора газов:
1) Н2S, CО2, NО2
2) N2, НСl, SО2
3) NН3, Сl2, СО
4) NО, SО3, О2
9
10
В реакции
SО2 + Н2SО4 + Аl =
1)
2)
3)
4)
1)
2)
3)
4)
Первый реагент подвергается:
окислению
восстановлению
дисмутации
солеобразованию
ВАРИАНТ III
1
Окислительная
Кислород не реагирует с:
Сl2
Сr
Рb
С
Фамилия, имя ________________________________________
2
Не используется в лабораторных способах
получения кислорода соль:
способность
в
ряду
02→0з→
1) КСlО3
2) КМnО4
3) КNО3
4) КNО2
0
0 :
1) Возрастает
2) Убывает
3
1.
2.
3.
4.
5.
3) не изменяется
4) не знаю
Соли, которые гидролизуются по
катиону, - это
КВr
FeCl3
NН4NО3
КNО3
К2СО3
5
4
1.
2.
3.
4.
6
При действии концентрированного
раствора щелочи на серу образуются:
1) сульфит и сульфат
2) сульфат и сульфид
3) сульфит и сульфид
4) сероводород и серная кислота
1.
2.
3.
4.
В водном растворе могут существовать
совместно
бромид бария и сульфат аммония
хлорид бария и нитрат хрома (III)
гидроксид бария и нитрат магния
сульфид стронция и ацетат калия
Продукты реакции
К2Cr2О7 + Nа2S + Н2SО4 →
Cr2(SО4)3, SО2, Н2О, К2SО4, Nа2SО4
Cr2О3, S, Н2О, К2SО4, Nа2SО4
Cr2(SО4)3, S, Н2О, К2SО4, Nа2SО4
Cr2(SО4)3, SО3, Н2О, К2SО4, Nа2SО4
7
8
Выход продукта реакции
Кислород проявляет положительную степень окисления
в:
Н2 + S ↔ Н2S + Q
можно увеличить:
1)
2)
3)
4)
повышением давления
повышением температуры
понижением температуры
действием катализатора
9
Специфическими
свойствами
серной кислоты являются реакции c:
1)
2)
3)
4)
1) К2О
2) ОF2
10
конц.
3) Н2О2
4) (NН4)2SО4
Молекулярная
формула
пероксодисерной
кислоты:
ВаСl2, NаNО3, Аu
Сu(ОН)2, Fе, МgО
Сu, С12Н22О11, S
Аl, NН3, С
1)
2)
3)
4)
Н2S2О7
Н2SО4
Н2S2О8
Н2S3О6
Тестовые задания по теме «Водород»
ВАРИАНТ I
Фамилия, имя __________________________________
1
2
Укажите порядковый номер химического элемента,
для которого представлена электронная формула:
1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2
(Введите
название
элемента
в
Набор ионных гидридов – это
а) NaH,CH4 , CaH2
б) NН3, NаН, SiН4
в) ТiН2, В2Н6, ВеН2
г) КН, АlН3, ВаН2
именительном падеже)
3
6.
7.
8.
9.
10.
Соли, которые гидролизуются по
катиону, - это
КВr
FeCl3
NН4NО3
КNО3
К2СО3
5
4
Тяжелая вода – вода, в состав которой входит:
а) тритий
б) дейтерий
в) протон
г) атомарный водород
6
Продукты реакции
Наиболее ярко восстановительные
свойства выражены у:
а) молекулярного водорода
б) протона водорода
в) атомарного водорода
г) воды
LiН + Н2О =
5.
6.
7.
8.
9.
LiОН
Li
Н2
О2
Н2О
7
8
Соответствие между типом энергетического уровня
и максимальным числом электронов на этом энергетическом
уровне оболочке
1.
2.
3.
4.
9
d –уровень
f – уровень
s – уровень
р – уровень
а)
б)
в)
г)
д)
е)
Продукты электролиза раствора хлорида калия:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
10
8
2
14
18
6
Условия, смещающие равновесие
реакции вправо
10
Водород в лаборатории можно получить
разложением, реакцией железа с соляной кислотой,
взаимодействием алюминия с раствором щелочи,
действием цинка на раствор азотной кислоты,
реакцией гидрации фосфорной кислоты. Сколько
способов
получения
соответствуют
действительности?
А) 4; б) 3; в) 5; г) 2
2NН3(г) + 3СuО(т) ↔ 3Сu(т) + N2(г) + 3Н2О(ж) + Q
а) увеличение концентрации аммиака
б) повышение температуры
в) понижение температуры
г) повышение давления
ВАРИАНТ II
Фамилия, имя _________________________________
1
2
Наиболее распространенный изотоп
водорода в земной коре:
4.
5.
6.
3
5.
6.
7.
8.
5
5.
6.
7.
8.
К
КОН
Сl2
Н2О
Н2
О2
тритий
дейтерий
протон
Водород не взаимодействует:
кислородом
оксидом меди
серой
железом
Водород обладает следующими
физическими свойствами:
газ, без цвета, тяжелее воздуха, хорошо
растворим в воде
газ, малорастворимый в воде, с резким
запахом
газ, легче воздуха, малорастворимый в
воде, горюч
газ, без цвета, поддерживает горение,
малорастворимый в воде
5.
6.
7.
8.
4




6




Водород в лаборатории можно получить:
взаимодействием алюминия с раствором щелочи
реакцией алюминия с соляной кислотой
взаимодействием гидрида натрия с водой
электролиз воды
Водород не проявляет степень окисления:
+1
-1
+2
0
Соль, которая гидролизуется по аниону:
ZnSO4
K2S
Na2SO4
Al2S3
7
8
Какая масса гидрида кальция должна
прореагировать с водой, чтобы выделившемся
водородом восстановить 20г оксида меди (ІІ):
4,5 г
5,25 г
3,5 г
1,5 г
9
Продукты электролиза раствора хлорида
калия :
 К
 КОН
 О2
 Н2
 Сl2
 НCl
 Н2О
Формулы ковалентных гидридов:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.




ВАРИАНТ III
электролизом воды
электролизом водного раствора хлорида натрия
взаимодействием соляной кислоты на цинк
взаимодействием алюминия с раствором щелочи
земной коры
атмосферы
воды
Вселенной
10
Наиболее сильными восстановительными
свойствами обладает:
5.
6.
7.
8.
молекулярный водород
протон
атомарный водород
дейтерий
Фамилия, имя________________________________
2
LiН
СаН2
SiН4
ТiН2
Водород в промышленности получают:
Водород – это самый распространенный
элемент:
Водород образует изотопы:
1
1.
дейтерий
а) 1 Н
2.
тритий
б)
3.
протон
в)
2
1Д
3
1Т
4
Водород при определенных условиях реагирует
непосредственно:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
оксидом меди
оксидом калия
хлором
натрием
водой
железом
азотом
6
Продуктами реакции электролиза раствора
хлорида меди (II) являются:
Для получения водорода в лаборатории
используют кислоту:
Н2
О2
Н2О
Сu
Cl2



Фосфорную
Серную
Соляную
Азотную

8
зотопы водорода отличаются друг от друга по
ислу:




Продукты реакции
НI + Н2О2 →
Электронов
Протонов
Нейтронов
Протонов и нейтронов
1)
2)
3)
4)
10
Какой газ и какая его масса не полностью
войдет в реакцию при взрыве смеси,
состоящей из 0,36 г водорода и 3,26 г
кислорода?
Водород образуется в реакции:
Вr2 + Н2О =
LiН + Н2О =
КI + Н2О2 =
Сu +H2SО4 =




ВАРИАНТ IV
1
Число изотопов водорода, известных науке,
равно:
3
Продукты реакции электролиза раствора
сульфата меди (II):
5
Сu
Н2О
О2
Н2
Сu(ОН)2
Н2SО4
Водород образуется в реакции:
а) Вr2 + Н2О =
б) NаН + Н2О =
в) КI + Н2О2 =
г) Сu + Н2SО4 (конц) =
0,2 Н2
0,38 Н2
0,2 О2
0,38 О2
Фамилия, имя __________________________________
а) 5
б) 2
в) 4
г) 3
1.
2.
3.
4.
5.
6.
I2
Н2О
Н2
О2
Продукты реакции:
КМnО4 + Н2О2 + Н2SО4 →
2








Н2О
К2МnО4
МnО2
МnО
МnSО4
О2
Н2
К2SО4
4
Для получения водорода в лабораторных
условиях
применяют
фосфорную,
серную,
сероводородную, соляную, угольную, уксусную
кислоты. Сколько из перечисленных кислот
применяют на самом деле?
а) 3;
б) 2;
в) 4;
г) 5
6
5.
6.
7.
8.
9.
Соли, которые гидролизуются по аниону, - это
МnCl2
АgNО3
КСlО4
КСlО
К2S
Электронная формула никеля – это
7
1.
2.
3.
4.
8
1s22s22p63s23p63d104s2
1s22s22p63s23p63d84s2
1s22s22p63s23p63d84s1
1s22s22p63s23p63d104s24p1
9
В молекуле SF6 осуществляется
гибридизация:
6.
7.
8.
9.
10.
10
Набор ковалетных гидридов:
а) SnН4, СаН2, SiН4
б) НСl, КН, SrН2
в) АsН3, РН3, ТiН2
г) Н2S, NН3, СН4
5.
6.
7.
8.
sp3 – гибридизация
sp2 - гибридизация
sp - гибридизация
sp3d - гибридизация
sp3d2 - гибридизация
В водном растворе могут существовать
совместно:
сульфат калия и нитрат бария
гидроксид калия и сульфат меди (II)
хлорид калия и сульфат натрия
нитрат калия и хлорид меди (II)
Приложение 3
Контрольная работа № 1 по теме «Строение атома. Периодический закон и периодическая
система химических элементов»
Вариант I
1. Определите тип химической связи между атомами, валентность и степень окисления
элементов в следующих соединениях: Cl2, Н3Р, СS2. Определите тип гибридизации атомных
орбиталей Н3Р.
2. Закончить уравнения реакций радиоактивного распада:
а)
232
90
Th → 42 Не + …;
в)
239
93
Nр → 0ē + ;
3. Какова энергия кванта света с длиной волны 7,5·10-7 м?
4. Определите число энергетических уровней, запишите электронные формулы атомов
элементов, если указаны их порядковые номера и ионов, если указаны их символы и
заряды. Составьте графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих
атомов.
№ 17; 36; 88; Сu2+.
5. Руководствуясь Периодической системой, установите порядковые номера элементов,
нейтральным атомам которых отвечают электронные формулы:
2
2 6
1S 2S 2p 3S23p64S23d2 ? 1S22S22p63S23p64S13d5 ?
Вариант II
1. Рассмотрите с позиций метода МО возможность образования молекул В2, F2, ВF. Какая из
этих молекул более устойчива? Почему?
2. Какой тип радиоактивного распада имел место в следующих переходах ядер:
а) 111Pd → 111Ag;
в) 222Rn → 218Ро;
3. Вычислите энергию Е кванта излучения с длиной волны λ = 250 нм (в Дж и в Дж/моль).
4. Определите число энергетических уровней, запишите электронные формулы атомов
элементов, если указаны их порядковые номера и ионов, если указаны их символы и
заряды. Составьте графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих
атомов.
№ 19; 39; 78; Сr2+.
5. Руководствуясь Периодической системой, установите порядковые номера элементов,
нейтральным атомам которых отвечают электронные формулы:
1S22S22p63S23p64S23d10 4p2 ?
1S22S22p63S23p64S23d7 ?
Вариант III
1. Изобразите схемы образования молекул О2, СО2 методом молекулярных орбиталей.
Определите тип гибридизации атомных орбиталей бора в ВСl3.
2. Ядра каких элементов получаются, если ядра следующих элементов теряют
указанные элементарные частицы?
238
а) U - 8α - 8β¯→
б) 232Th - 6α - 4β+ →
в) 235U - 7α - 7β+ →
3. Скорость движения электрона равна 2·109 м/с. Рассчитайте длину волны электрона.
4. Определите число энергетических уровней, запишите электронные формулы атомов
элементов, если указаны их порядковые номера и ионов, если указаны их символы и
заряды. Составьте графические схемы заполнения электронами валентных
орбиталей этих атомов.
№ 13; 31; 79; Мn2+.
5. Руководствуясь Периодической системой, установите порядковые номера
элементов, нейтральным атомам которых отвечают электронные формулы:
2
2 6
1S 2S 2p 3S23p64S23d104p5
1S22S22p63S23p64S23d8
Контрольная работа № 2 по теме «Растворы. Способы выражения концентрации
растворов».
1 вариант
1. Сколько потребуется смешать по объему 40%-ного раствора гидроксида натрия и воды для
приготовления 100 л 12%-ного раствора NаОН? /23,7 NаОН, 76,3 Н2О/
2. Определите нормальность 80%-ного раствора гидроксида калия, если плотность его
раствора равна 1,065г/см3. /1,52 н./
3. Сколько граммов медного купороса необходимо растворить в 500 мл воды, чтобы получить
25%-ный раствор СuSО4?
4. Какой объем 2 н. Раствора НСl потребуется для нейтрализации 20 мл 8%-ного раствора
аммиака, плотность которого равна 0,967 г/мл?
5. Какой объем воды необходимо добавить к 50 мл раствора НСl с молярной концентрацией 4
моль/л, чтобы получить раствор с молярной концентрацией эквивалентов 0,1 моль/л.
2 вариант
1. Сколько литров 2 н. Раствора можно приготовить из 500 мл 68%-ного раствора НNО3
(p = 1,4 г/мл)?
2. Определите массовую долю 3 н. Раствора серной кислоты (p = 1,063 г/мл).
3. Рассчитайте массу кристаллогидрата Nа2SО3 · 7Н2О, взятую для приготовления 500 мл
0,04М раствора.
4. Рассчитайте объемы (в л) 60%-ной ( p= 1,50 г/мл) и 11%-ной серной кислоты (p = 1,07
г/мл), которые надо смешать для приготовления 2 л 25%-ного раствора кислоты (p = 1,18
г/мл).
5. Вычислите, какой объем 2 н. раствора НNО3 потребуется для растворения 20 г Сu(ОН)2?
3 вариант
1. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента сульфата алюминия в 2%-ном растворе
плотностью 1,02 г/мп.
2. Какую массу воды нужно выпарить из 500 г 15%-ного раствора NаСl для получения 30%ного раствора?
3. Сколько мл 37,23%-ного раствора соляной кислоты (p = 1,19 г/мл) и воды потребуется для
приготовления 50 мл 10%-ного раствора?
4. Какой объем 0,2 н. раствора можно приготовить из 24,44 г кристаллогидрата ВаСl2 · 2Н2О?
5. Какой объем 1 М раствора NаОН надо затратить для нейтрализации 200 г 3%- ного
раствора соляной кислоты?
Контрольная работа № 3 по теме «Комплексные соединения»
1 вариант
1. Определите степень окисления комплексообразователя и дайте названия соединениям:
Na3[Co(NO2)6] Na4[Cr(C2O4)2(OH)2] K3[Ni(H2O) (CN)5]
2. Определите тип гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя в
соединении [Со (СN)6]33. Составьте формулы комплексных соединений:
3NaF · AlF3
KCN · Co(CN)3 · 2H2O
2Ca(CN)2 · Fe(CN)2
Дайте название комплексным соединениям.
2 вариант
1. Oпределите величину и знак заряда комплексных ионов, составьте формулы
комплексных соединений и дайте им названия:
+3
[Fe F6]
[Co+3(]H2O)4Cl2]
[Cr+3(C2O4)2 (OH)2]
2. Определите тип гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя в
соединении [Pt(NH3)6]4+
3. Составьте формулы комплексных соединений. Дайте название комплексным
соединениям.
Pt(OH)4 · 2 Na OH
CoCl3 · 2 NH3 · 4H2O
AuBr3 · KBr
3 вариант
1. Определите степень окисления комплексообразователя и дайте названия соединениям:
K2 [Hg (SCN)2Cl2]
[Pb(NH3)2 (CN)2]
Na4[Cr(C2O4)2(OH)2]
2. Определите тип гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя в
соединении [Co (CN)6]33. Составьте формулы комплексных соединений. Дайте название комплексным
соединениям.
3 NaF · AlF3
KCN · Co(CN)3 · 2 H2O
2Ca(CN)2 · Fe(CN)2
Контрольная работа № 4 по теме «Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз»
1 вариант
1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакций:
H2SO3 + HClO3 →
Cr2(SO4)3 +Br2+ NaOH →
KClO3 + KOH + MnO2 →
КМnО4 + КI =
2. Какие химические процессы протекают при электролизе водного раствора хлорида
магния и сульфата марганца с применением нерастворимых электродов? Напишите
соответствующие уравнения реакций.
3. Установите, можно ли приготовить водный раствор, содержащий одновременно
следующие вещества: а) перманганат калия и сульфит калия; б) азотную кислоту и
сероводород. Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций.
2 вариант
1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакций:
КМnО4 + H2S+ H2SO4 →
K2Cr2O7 + H2SO4 + K2 SO3 →
CuS + HNO3 →
2. Какие химические процессы протекают при электролизе водного раствора нитрата
серебра и сульфата хрома (III) с применением нерастворимых электродов? Напишите
соответствующие уравнения реакций.
3. Установите, можно ли приготовить водный раствор, содержащий одновременно
следующие вещества: а) серную кислоту и хлороводород; б) нитрит калия и
иодоводород. Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций.
3 вариант
1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакций:
КмnО4 + Н2SО4 + КI =
К2Сr2О7 + Н2S + Н2SО4 =
Nа2О2 + КМnО4 + Н2SО4 =
2. Какие химические процессы протекают при электролизе водного раствора бромида
меди (II) и гидроксида калия с применением нерастворимых электродов? Напишите
соответствующие уравнения реакций.
3. Определите, можно ли смешать и сохранить в водном растворе следующие вещества: а)
пероксид водорода и иодоводород; б) дихромат калия и нитрит калия. Ответ
подтвердите соответствующими уравнениями реакций.
Приложение 4
Варианты самостоятельных работ
II семестр
Самостоятельная работа № 1 по теме «Элементы VIIА группы и VIА группы и их соединения»
Вариант 1
1. Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома хлора и геометрическую
форму частиц СlF3, СlF5. каков тип гибридизации атомных орбиталей?
2. Написать уравнения реакций гидролиза ZnCl2 и SiCl4
3. Какой объем 30%-ного раствора азотной кислоты (пл. 1,18) будет израсходован на
растворение сплава массой 10 г, состоящего из 60% меди и 40% серебра, если
предположить, что азотная кислота восстанавливается до оксида азота (II)? /отв. 53,5 мл/.
4. Какой объем займет при 20С и 95 кПа оксид серы (VI), полученный действием кислоты
на 0,6 моль сульфита натрия? /отв. 15,38 л/
5. Охарактеризуйте химическую связь в молекулах Cl2О и
ClО2 , а также их
геометрическое строение и реакционную способность.
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
КСl → НСl →Сl2 → НсlО → NаСlО → NаСlО2 → NаСlО3 → NаСl → Сl2
7. Допишите уравнения реакций:
А) КСlО3 + FеСl2 + НСl =
Б) КВr + КСlО + НСl =
Вариант 2
1. Написать уравнение реакции гидролиза Сl2 в молекулярной и ионной формах. Как влияет
на равновесие гидролиза добавление к хлорной воде: а) раствора кислоты; б) раствора
щелочи; в) раствора хлорида натрия.
2. По правилу Полинга определите силу следующих кислот в водном растворе: НВrО, НВrО3,
НВrО4. выводы подтвердите справочными данными.
3. Сколько литров 2н. раствора можно приготовить из 500 мл 68%-ного раствора HNO3 (пл.
1,41)? /отв. 3,8л/.
4. Исходя из строения атомов галогенов, указать, какие валентные состояния характерны для
фтора, брома и иода. Какие степени окисления проявляют галогены в своих соединениях?
Написать электронное строение молекулы Cl2 по ММО.
5. Сколько 3%-ного раствора Н2О2 и кристаллического KМnO4 прореагировало в кислой
среде, если в результате реакции выделилось 1,12л кислорода (при н.у.) /отв. 56,6г/
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
КСl → Сl2 → КСlО3 → КСl → НСl → FеСl2 → FеСl3 → Fе(NО3)3
7. Допишите уравнения реакций:
А) КМnО4 + КI =
Б) КМnО4 + Н2SО4 + КI =
Вариант 3
1. Укажите, какие функции могут выполнять в химических реакциях частицы: а) Н 2, б)


Н (раствор), в) Н (твердое состояние). Выводы подтвердите уравнениями реакций.
2. По МВС предскажите полярность, а отсюда – реакционную способность молекул SО2 и SО3.
3. Какой объем 2н. раствора HCl потребуется для нейтрализации 20мл 8%-ного раствора
аммиака (пл.0.967)? /отв.45,5 мл/
4. Какой объем SO2 при 17 С и давлении 101 кПа нужно пропустить через 250 0,1 М раствора
KМnO4 , чтобы последний обесцветился? /отв.1,49 л/.
5. Составьте электрохимическое уравнение процессов на катоде и аноде для разбавленных
водных растворов: Н2SО4, К2SО4, NаF.
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
СlО3 →NаСlО3 → NаСl → Сl2 → НСlО → NаСlО → NаСlО2 → NаСlО3
7. Допишите уравнения реакций:
А) Вr2 + Сl2 + Н2О =
Б) КВr + КСlО + НСl =
Самостоятельная работа № 2 по теме «Элементы VА группы и элементы IVА группы и их
соединения»
Вариант 1
1. Какой объем (н.у.), будет занимать аммиак, полученный из смеси 50г хлорида аммония с
70г гашеной извести? /отв. 20,9л/
2. Газообразное соединение содержит 42,86% углерода и 57,14% кислорода. Относительная
плотность этого газа по хлору 0,396. определить формулу вещества и его относительную
плотность по воздуху. /отв. СО, 0,96/
3. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах CuSO4 , K2CO3 , CaS, NaNO3 .
Ответ мотивируйте написанием уравнений реакций.
4. Написать электронное строение молекулы NO по методу МО. Привести примеры
химических реакций, характеризующих химические свойства NO2, NO. К какому классу
оксидов относятся эти соединения?
5. Написать уравнения реакций взаимодействия азотной кислоты с цинком, ртутью, магнием,
медью, серой, углем, иодом. Отчего зависит состав продуктов восстановления азотной
кислоты?
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения
FеS → Н2S → S → SО2 → NаНSО3 → Nа2SО3 → Nа2SО4 →ВаSО4
7. Допишите уравнения реакций:
S + КМnО4 + Н2SО4 =
К2S + К2Сr2О7 + Н2SО4 =
Вариант 2
1. Написать уравнения реакций гидролиза солей: NH4NO3 , FeCl3 , CuCl2 , K2 S. Объясните,
как влияет на гидролиз разбавление раствора и нагревание.
2. Дать характеристику молекулярного кислорода О2 указав: а) его химические свойства; б)
строение молекулы по методу МО; в) магнитные свойства молекулы. С какими простыми
веществами кислород непосредственно не взаимодействует?
3. Дать сравнительную характеристику сернистой, селенистой и теллуристой кислот, указав
изменения: а) устойчивости; б) кислотных свойств; в) окислительно-восстановительных
свойств. Ответ иллюстрировать уравнениями реакций.
4. Составьте уравнения реакций:
Р + Н3О  + МnО 4 =
Аs + ОН  + СlО  =
5. Перечислите продукты взаимодействия диоксида углерода с: а) раствором гидроксида
бария; б) раствором тетрагидроксобериллата (II ) натрия.
6. В 1300 г воды растворено 180 г кристаллической соды Nа2CО3 ∙ 10Н2О. полотность
полученного раствора 1,16 г/см 3 . определите массовую долю (%) вещества в растворе в
расчете на безводную соль; молярную и нормальную концентрации определить исходя из
кристаллогидрата.
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения
СН4 →ССl4 →Н2СО3→КНСО3→ К2СО3→ МgСО3→ СО2
Вариант 3
1. Написать структурные формулы фосфорных кислот: фосфорноватистой, фосфористой,
мета-, пиро-, и ортофосфорной. Показать характер химических связей, тип гибридизации,
координационные числа фосфора. Какова сила и основность кислот фосфора? Какие
кислоты фосфора проявляют восстановительные свойства?
2. Описать электронное строение молекулы N2 с позиций методов ВС и МО.
3. Какие водородные соединения азота известны? Написать их формулы и названия. Какими
свойствами они обладают? Написать структурную формулу аммиака и указать характер
связей и тип гибридизации. Какие свойства аммиака обусловлены таким строением
молекулы?
4. Перечислите продукты взаимодействия диоксида углерода с: а) раствором гидроксида
бария; б) раствором тетрагидроксобериллата (II ) натрия. Напишите уравнения реакций.
5. Предложите возможные способы : а) разделения смеси ионов Sn 2  и Рb 2  .
6. Составьте уравнения реакций:
РbО2 + Н2О2 =
РbО2 + НNО3 + КNО2 =
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения
Si → Мg2Si → SiН4 → SiО2 → SiF4 → SiО2 → Si
III семестр
Самостоятельная работа № 1 по теме «Металлы главных подгрупп и их соединения»
Вариант 1

0

1. По методу молекулярных орбиталей рассмотрите образование связи в частицах Li 2 , Li 2 , Li 2 .
Как изменяется энергия и длина связи в этом ряду? Укажите магнитные свойства всех частиц.
2. Составьте уравнения реакций гидролиза трихлорида и трифторида бора. Укажите возможные
продукты этих реакций и реакцию среды.
3. Смесь цинка и сульфида цинка (II) обрабатывают конц. азотной кислотой. Какие продукты
будут преобладать в реакционной смеси? Укажите возможные продукты-примеси.
4. Составьте уравнения реакций:
Nа2О2 + КМnО4 + Н2SО4 =
NаН + Н2О =
5. При взаимодействии 1 г амальгамы натрия с водой был получен раствор щелочи, для
нейтрализации которого израсходовалось 50 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты. Определите
массовую долю (%) натрия в амальгаме.
6. Напишите уравнения реакций, которые произойдут при добавлении соды к жесткой воде,
содержащей Са(НСО3)2, Мg(НСО3)2, СаSО4.
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
Аl→ Аl2S3→ Аl(ОН)3→ Nа[Аl(ОН)4(Н2О2)2]→ АlСl3→ Аl(NО3)3→ Аl2О3
Вариант 2
1. Какие вещества образуются при сгорании каждого из простых веществ элементов I А –
группы на воздухе? Как эти продукты реагируют с водой?
2. Через водный раствор гидроксида натрия пропускают следующие газообразные
вещества: хлор, хлороводород, диоксид углерода. Напишите соответствующие уравнения
реакций.
3. Опишите образование связи в молекуле В2 по ММО. Укажите порядок связи и
магнитные свойства этой молекулы.
4. Какие продукты могут образовываться при барботировании через раствор гидроксида
бария следующих газов: а) диоксида углерода, б) сероводорода, в) иодоводорода, в)
дихлора? Составьте уравнения реакций.
5. Укажите различия в протекании гидролиза следующих соединений: ВаS, СаС2, Ве2С.
6. При растворении всоляной кислоте сплава магния с алюминием массой 50 г выделился
водород объемом 48,25 л (н.у.). Определите массовые доли (%) металлов в сплаве.
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
Са → Са3Р2 → Са(ОН)2 → СаО → СаСО3 → Са(НСО3)2 → СаSО4
Вариант 3
1. Охарактеризуйте отношение щелочных металлов к кислороду, водороду, воде и
кислотам. Чем литий по своим свойствам отличается от других щелочных металлов? Дайте
мотивированный ответ.
2. Составьте уравнения реакций:
Аl + КМnО4 + Н2SО4 =
Аl + Nа2СО3 (конц.) =
3. Составьте схемы электрохимических процессов, происходящих при электролизе
раствора и расплава хлорида калия.
4. Каковы химические свойства гидроксида алюминия? Напишите соответствующие
уравнения реакций. Объясните амфотерность гидроксида алюминия с позиций
протолитической теории.
5. Какой объем 1 М раствора NаОН надо затратить для нейтрализации 200 г 3%-ного
раствора борной кислоты, если продуктом реакции является тетраборат натрия?
6. Какие вещества получаются в осадке при добавлении соды к раствору, содержащему
соли хлорида магния, хлорида кальция, нитрата бария, хлорида аммония?
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
ВаН2 → Ва(ОН)2 → ВаО2 → ВаСl2 → ВаСО3 → ВаSО4 → ВаS
Самостоятельная № 2 по теме «Металлы побочных подгрупп и их соединения»
Вариант 1
1. По методу валентных связей с учетом теории кристаллического поля определите тип
гибридизации орбиталей центрального атома и предскажите геометрическую форму
комплексов:
[Аg(NН3)]  ; [Аg(СN)2]  ; [Аu((СN)4]  
2. Составьте уравнения реакций:
КМnО4 + К2SО3 =
КМnО4 + Н2SО4 + Н2О2 =
3.Смесь цинка и сульфида цинка (II) обрабатывают конц. азотной кислотой. Какие
продукты будут преобладать в реакционной смеси? Укажите возможные продуктыпримеси.
4. Как действует на марганец разбавленные и концентрированные растворы соляной,
серной и азотной кислоты на холоде и при нагревании? Напишите соответствующие
уравнения реакций.
5. Как изменяется природа оксидов и гидроксидов хрома в ряду Сr(II), Сr(III), Сr(VI)?
Дайте обоснованный ответ. Приведите примеры уравнений реакций.
6. вычислите нормальность раствора соляной кислоты, если в 40 мл раствора после
прибавления нитрата серебра образовалось 0,574 г хлорида серебра.
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
К2Сr2О7→ СrСl3→ Сr(ОН)3→ КСrО2→ Сr2(SО4)3→ Сr(ОН)3→ СrF3
Вариант 2
1. Какие из соединений марганца в химических реакциях являются: а) только восстановителем; б)
только окислителем; в) окислителем и восстановителем? Дайте обоснованный ответ.
Приведите необходимые уравнения реакций.
2. Укажите, какие из перечисленных ниже веществ взаимодействуют с перманганатом калия в
кислотной среде: оксид свинца (IV), перксид натрия, хлороводородная кислота, монооксид
углерода, сульфат железа (II). Напишите соответствующие уравнения реакций.
3. Cоставьте формулы комплексных ионов для Сu 2  и Аu 2  , в которых координационное число
равно четырем, а лигандами являются нейтральные молекулы и ионы: NН3, S2О3 2  , СN  .
4.
Составьте уравнения реакций:
А) СuI + Н2SО4 =
Б) АgСlО3 + НNО2 =
5. Какая масса КМnО4 потребуется при взаимодействии с конц. соляной кислотой для
получения 10 л хлора при 18 0 С и давлении 100 кПа?
6. Предложите химические способы обнаружения хромат и дихромат ионов.
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
К2МnО4 → МnО2 → Мn → МnSО4 → МnSО4 → Nа2[Мn(ОН)4] → МnСl2
Вариант 3
1. Составьте электронные конфигурации атомов хрома, молибдена, вольфрама. Объясните
их отличие от атомных конфигураций соответствующих элементов VI А-группы.
Объясните, почему число электронов на валентном (n-1) d-подуровне различно для
атомов хрома, молибдена, вольфрама.
2. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с разбавленными соляной,
серной, азотной кислотами.
3. По методу валентных связей определите тип гибридизации орбиталей центрального
атома в комплексах:
[Zn(NН3)2Сl2] и [Сd(Н2О)2(ОН)4] 2  . Установите геометрическую форму и магнитные
свойства комплексов. Будут ли эти комплексы окрашены? Дайте обоснованный ответ.
4. Составьте уравнения реакций:
NаNО3 + Сr2О3 + Nа2СО3 =
Fе(СrО2)2 + Nа2СО3 + О2 =
5. В трех пробирках находятся водные растворы веществ: а) гидроксида натрия, б) гидрата
аммиака, в) смеси гидроксида натрия и гидрата аммиака. В каждую пробирку
добавляют по несколько капель раствора хлорида никеля (II) . Какие изменения
наблюдаются в пробирках? Составьте уравнения протекающих реакций.
6. Рассчитайте теоретически возможную массу чугуна, содержащего 3% углерода и 3%
других элементов, которую можно получить из 1 т железной руды, содержащей 80%
железа?
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
FеS → Fе2О3 → Fе2(SО4)3 → FеСl3 → Fе(NО3)3 → Fе2О3 →NаFеО2
Темы курсовых работ
Благородные металлы и их соединения
Магний и щелочно-земельные металлы. Их биологическая роль и применение в медицине.
Ртуть. Практическая значимость. Токсичность.
Фосфор, биологическое значение соединений фосфора.
Воздух.. Источники загрязнения атмосферного воздуха.
Круговорот азота и фосфора в природе. Биологическая значимость азота и форсфора в
природе.
7. Круговорот углерода в природе. Биологическая значимость соединений углерода.
8. Коррозия металлов. Способы борьбы с коррозией.
9. Растворимость. Диффузия в растворах. Биологическое значение растворимости и процесса
диффузии.
10. Окислительно-восстановительные реакции. Их значение в природе.
11. Минеральные удобрения. Их значение для жизни растений.
12. Нитраты. Биологическая роль нитратов для растений и воздействие на организм человека.
13. Галогены, их соединения и биологическое значение в жизни человека.
14. Химические элементы в организме человека.
15. Круговорот кислорода в природе. Его биологическая значимость.
16. Железо. Сплавы на основе железа и их практическая значимость.
17. Углерод. Соединения углерода в природе.
18. Хром. Практическое значение его соединений.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Приложение 5
Комплект экзаменационных билетов
Комплект 1
Экзаменационные билеты по разделу 1
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 1
1. Основные законы химии (закон сохранения массы и энергии, постоянства состава, закон
кратных отношений, закон эквивалентов).
2. Метод молекулярных орбиталей (ММО). Правила расположения молекулярных орбиталей
по энергиям (связывающие, разрыхляющие МО).
3. Окислительно-восстановительные реакции. Их сущность. Понятие «окислитель» и
«восстановитель», «процесс окисления», «процесс восстановления». Важнейшие
окислители и восстановители. Алгоритм составления уравнений окислительновосстановительных реакций.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 2
1. Газовые законы (объемных отношений Гей-Люссака, закон Авогадро и следствие из него,
объединенный закон Менделеева-Клайперона, газовая постоянная и ее физический смысл.
2. Порядок заселения орбиталей электронами. Принцип наименьшей энергии. Правила
Клечковского. Принцип Паули. Максимальная емкость энергетических уровней и подуровней.
Правило Хунда.
3. Факторы, влияющие на направление протекания окислительно-восстановительных реакций
(концентрация участвующих ионов, кислотность, температура, природа реагирующих
компонентов).
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 3
1. Современная атомно-молекулярная теория, ее основные положения. Понятия атома,
молекулы, химического элемента, простого и сложного вещества. Относительная атомная и
молекулярная массы.
2. Последовательность заполнения электронами МО (принцип минимума энергии, принцип
Паули, правило Хунда). Электронные формулы и энергетические диаграммы гомоядерных
молекул и ионов I и II периодов.
3. Электролиз растворов и расплавов электролитов. Законы электролиза.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 4
1. Понятие химического эквивалента. Расчеты молярной массы эквивалентов простых и сложных
веществ различных классов.
2. Ионная связь. Характеристика ионной связи, ее сходство и отличие от ковалентной связи.
Поляризуемость и поляризация связи. Структура ионных соединений.
3. Типы окислительно-восстановительных реакций (межмолекулярного и внутримолекулярного
окисления-восстановления, диспропорционирования, компропорционирования).
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 5
1. Классификация простых и сложных неорганических веществ.
2. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ (график зависимости). Закон действующих масс. Константа скорости реакции и ее
физический смысл.
3. Виды гибридизации. Условия устойчивой гибридизации. Элементарные представления о
геометрии молекул веществ с ковалентной связью.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 6
1. Классификация бинарных соединений: галогениды, сульфиды, фосфиды, нитриды,
силициды, карбиды, гидриды. Гидролиз бинарных соединений.
2. Энергия активации. Активированный комплекс. Условия эффективных соударений
молекул. Зависимость скорости реакции от температуры (график зависимости). Правило
Вант-Гоффа.
3. Сильные электролиты. Слабые электролиты. Константы диссоциации. Ступенчатая
диссоциация.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 7
1. Оксиды. Классификация оксидов, химические свойства, способы получения.
2. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ. Катализатор.
Теория катализа, виды катализа. Виды катализаторов.
3. Ковалентная связь (полярная и неполярная). Дипольный момент. Характеристика ковалентной
связи: энергия связи, длина связи, насыщенность, направленность.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 8
1. Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства кислот. Способы их получения.
2. Влияние на скорость химической реакции поверхности соприкосновения реагирующих
веществ. Изменение скорости реакций под влиянием внешних воздействий.
3. Условия одностороннего протекания ионно-молекулярных реакций (образование
труднорастворимого осадка, газообразного продукта реакции, малодиссоциирующего
вещества).
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 9
1. Основания. Классификаций оснований. Химические свойства. Способы получения.
2. Понятие об обратимых и необратимых химических процессах. Химическое равновесие.
Константа химического равновесия. Влияние внешних факторов на состояние химического
равновесия (концентрация исходных и конечных продуктов, температура, давление). Принцип
Ле Шателье.
3. Сольватация. Виды образования сольвантов. Кристаллизация. Кристаллизационная вода.
Кристаллогидраты.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 10
1. Соли. Классификация солей (средние, кислые, основные), их химические свойства. Способы
получения.
2. Понятие о дисперсионных системах. Степень дисперсности. Классификация дисперсионных
систем по степени дисперсности (грубодисперсные, коллоидные и истинные растворы) и
агрегатному состоянию (суспензии, эмульсии, аэрозоли). Оптические и молекулярнокинетические свойства растворов (броуновское движение, диффузия, седиментация).
3. Процесс растворения веществ. Растворимость веществ. Насыщенные, ненасыщенные,
пересыщенные растворы.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 11
1. Единицы измерения в химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса и
молярный объем. Соотношение между молярной и эквивалентной массой вещества,
количеством вещества, числом Авогадро и молярным объемом.
2. Химические реакции и их классификация (по характеру взаимодействия, по тепловому
эффекту, по направлению течения химических реакций, по изменению степени окисления).
3. Физическая теория растворов Вант-Гоффа и С.Аррениуса. Свойства растворов, сближающие
их с физическими смесями (процесс диффузии).
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 12
1. Ядерная модель атома Дж.Томсона, Э.Резерфорда, их достоинства и недостатки. Противоречия
теории Э.Резерфорда.
2. Химическая теория растворов Д.И.Менделеева. Свойства растворов, сближающие их с
химическими соединениями (теплота растворения, сольватация, гидратация). Виды
образования сольватов.
3. Водородная связь. Виды водородной связи. Металлическая связь.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 13
1. Планетарная модель строения атома Н.Бора. Постулаты Н.Бора. Современные представления о
строения атома.
2. Термодинамика процесса растворения. Растворимость. Растворимость твердых веществ в
жидкости. Растворимость газов. Закон Генри. Растворимость жидкостей. Влияние температуры
и давления на растворимость веществ.
3. Разграничение понятий «химический элемент» и «простое вещество» (Д.И.Менделеев).
Современная трактовка понятия «химический элемент». Дальтониды. Бертоллиды.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 14
1. Квантово-механическая теория строения атома. Представления о волновых свойствах
электрона. Корпускулярно-волновой дуализм. Уравнение Планка. Уравнение волны деБройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.
2. Растворы. Способы выражения концентрации растворов (массовая и мольная доли,
молярная концентрация, молярная концентрация эквивалентов и моляльная концентрация).
Переход от одного выражения концентрации к другим.
3. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 15
1. Понятие о квантовых числах: главном, орбитальном, магнитном и спиновом. Их значения и
физический смысл.
2. Понятие об электроотрицательности и степени окисления элементов. Порядок изменения
электроотрицательности элементов в периодах и группах периодической системы
Д.И.Менделеева.
3. Типы кристаллических решеток, их структура. Зависимость свойств вещества от его
строения.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 16
1. Электронные символические и графические формулы элементов периодической системы. s, p-. d-. f – элементы.
2. Теория электролитической диссоциации. Основные положения этой теории. Механизм
диссоциации солей и кислот. Изотонический коэффициент. Степень электролитической
диссоциации.
3. Значение открытия периодического закона в развитии науки и утверждении диалектикоматериалистического мировоззрения, в раскрытии взаимосвязи между химическими
элементами. Периодическая система как отражение переходов количественных изменений
в качественные.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 17
1. Метод валентных связей (МВС). Основные положения этого метода (двухцентровая связь,
выигрыш в энергии). Механизмы образования химической связи (обменный, донорноакцепторный, дативный). Структурные формулы веществ. Виды разрыва химической связи.
2. Растворы. Способы выражения концентрации растворов (массовая и мольная доли,
молярная, молярная эквивалентная и моляльная концентрации). Переход от одного
выражения концентрации к другим.
3. Строение атомных ядер. Изотопы. Изобары.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 18
1. Периодический закон Д.И.Менделеева. Его современная формулировка. Физический смысл
периодического закона. Структура периодической системы.
2. Теория кислот и оснований (Аррениуса, Бренстенда-Лоури Льюса). Достоинства и недостатки
теорий.
3. Ковалентная связь. Понятие о σ-, π- и дельта-связях.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 19
1. Характеристика периодов (малые и большие) и групп (главные и побочные). Изменение
кислотно-основных свойств элементов по горизонтальному, вертикальному и
диагональному направлениям периодической системы.
2. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель pН. Кислотноосновные индикаторы.
3. Процессы радиоактивного распада.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 20
1. Периодичность изменения свойств атомов в периоде и группе. Периодичность изменения
свойств изолированных атомов (атомные радиусы, энергия ионизации, энергия сродства к
электрону, относительная электроотрицательность). Периодичность изменения окислительновосстановительных свойств.
2. Единство природы химической связи. Основные характеристики химической связи (длина,
энергия, направленность, валентный угол).
3. Коллигативные свойства растворов (повышение температуры кипения, понижение
температуры замерзания, осмотическое давление). Биологическое значение осмотического
давления.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г. Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая и неорганическая химия (часть1)
Экзаменационный билет № 21
1. Значение открытия периодического закона в развитии науки и утверждении диалектикоматериалистического мировоззрения в раскрытии взаимосвязи между химическими
элементами. Периодическая система как отражение переходов количественных изменений
в качественные.
2. Условия одностороннего протекания ионно-молекулярных реакций (образование
труднорастворимого осадка, газообразного продукта реакции, малодиссоциирующего
вещества).
3. Гидролиз солей (4 типа солей). Степень гидролиза. Константа гидролиза. Влияние внешних
факторов при смещении равновесия в реакциях гидролиза. Роль гидролиза в природе и
химии.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
Комплект 2
Экзаменационные билеты по разделу 2
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 1
1. Водород. История открытия. Положение водорода в периодической системе Д.И. Менделеева.
Изотопы водорода. Возможные валентные состояния. Строение молекулы водорода методом
молекулярных орбиталей и методом валентных связей. Физические и химические свойства
водорода. Нахождение водорода в природе. Лабораторные и промышленные способы получения
водорода.
2. Оксид углерода (II). Строение его молекулы методом молекулярных орбиталей и методом
валентных связей. Способы получения. Физические и химические свойства. Восстановительная
активность. Физиологическое действие угарного газа.
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений азота.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 2
1. Гидриды. Классификация гидридов. Физические и химические свойства гидридов.
Практическое применение гидридов.
2. Оксид углерода (IV). Строение молекулы методом валентных связей. Физические и химические
свойства углерода. Способы получения.
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений азота.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет №3
1. Вода. Строение молекулы методом молекулярных орбиталей и методом валентных связей.
Физические и химические свойства воды. Окислительно-восстановительная двойственность воды.
Кристаллогидраты.
2. Общая характеристика элементов VА - группы: положение в периодической системе Д.И.
Менделеева, строение атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону,
электроотрицательность, степень окисления. Сравнение строения атома азота и фосфора, их
возможные степени окисления и валентность.
3. Окислительно-восстановительные свойства кислородных соединений серы.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет №4
1. Общая характеристика элементов VIIА – группы: положение в периодической системе Д.И.
Менделеева, строение атома, энергия сродства к электрону, степень окисления,
электроотрицательность, окислительные свойства галогенов, химическая активность
галогенов, физические свойства.
2. Гидразин. Строение молекулы. Физические и химические свойства гидразина.
Гидроксиламин. Физические и химические свойства гидроксиламина. Азидоводород.
Физические и химические свойства азидоводорода. Порядок изменения восстановительных
и основных свойств в ряду водородных соединений азота.
3. Угольная кислота. Карбонаты. Гидрокарбонаты. Способы обнаружения карбонатов.
Карбиды.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет №5
1. Хлор. Строение атома и молекулы методом молекулярных орбиталей и методом валентных
связей. Нахождение в природе. Физические и химические свойства хлора. Промышленные
и лабораторные способы получения хлора. Физиологические свойства хлора.
2. Оксиды азота (I и II). Физические и химические свойства оксидов азота. Окислительновосстановительные свойства оксида азота (II). Способы получения. Биологическая роль
оксида азота (II).
3. Сернистая кислота. Сульфиты. Гидросульфиты. Физические и химические свойства.
Окислительно-восстановительные свойства сульфитов.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет №6
1. Галогеноводороды. Физические и химические свойства галогеноводородов. Кислотные
свойства галогеноводородов. Способы получения. Качественные реакции на галогенидионы.
2. Азот. Строение молекулы азота методом молекулярных орбиталей и методом валентных
связей. Возможные степени окисления. Нахождение в природе. Физические и химические
свойства азота. Способы получения. Области применения азота.
3. Оксид углерода (IV). Строение молекулы методом валентных связей. Физические и
химические свойства углерода. Способы получения.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет №7
1. Фтор. Строение атома и молекулы методом молекулярных орбиталей и методом валентных
связей. Нахождение в природе. Физические и химические свойства фтора. Фторид
водорода. Фториды.
2. Оксиды азота (III, IV и V). Физические и химические свойства оксидов азота. Способы
получения.
3. Водородные соединения элементов IVА –группы. Метан. Строение. Физические и
химические свойства метана. Способы получения. Практическое применение метана.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 8
1. Общая характеристика элементов VIА – группы. Кислород. История открытия. Положение
в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атома и молекулы методом
молекулярных орбиталей и методом валентных связей. Возможные степени окисления.
Нахождение в природе.
2. Азотная кислота. Строение молекулы. Физические свойства. Химические свойства
разбавленной и концентрированной кислоты, отношение к металлам. Окислительные
свойства азотной кислоты.
3. Углерод. Нахождение в природе. Аллотропные модификации углерода. Кристаллическое
строение алмаза и графита. Физические и химические свойства углерода. Области
применения.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 9
1. Соединения галогенов с кислородом. Строение оксидов. Физические и химические
свойства. Способы получения.
2. Соединения пероксидного типа. Строение молекулы пероксида водорода. Физические и
химические свойства пероксида водорода. Способы обнаружения пероксида в лаборатории.
Области применения.
3. Фосфор. История открытия. Строение атома, возможные степени окисления. Аллотропные
видоизменения фосфора. Физические и химические свойства фосфора. Окислительновосстановительные свойства фосфора.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 10
1. Озон. Строение молекулы методом валентных связей. Физические и химические
свойства озона. Окислительные свойства озона. Нахождение в природе. Способы
получения. Области применения. Биологическая роль озона.
2. Азотистая кислота. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Нитриты.
Биологическая роль нитритов.
3. Оксокислоты галогенов типа НХО НХО2,. Состав и строение. Физические и химические
свойства. Окислительно-восстановительные свойства.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 11
1. Аллотропные видоизменения кислорода. Полиморфизм. Физические и химические
свойства кислорода. Способы получения в промышленности и лаборатории.
Способы обнаружения кислорода. Физиологическое воздействие. Применение.
2. Сероводород. Физические и химические свойства сероводорода. Восстановительные
свойства сероводорода. Способы обнаружения сероводорода в лаборатории.
Способы получения.
3. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства оксидов хлора.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 12
1. Сера. Положение в периодической системе Д.И.Менделеева. Строение атома. Возможные
валентные состояния. Нахождение в природе.
Аллотропные видоизменения серы.
Физические и химические свойства. Области применения.
2. Фосфин. Строение молекулы методом валентных связей. Физические и химические
свойства. Способы получения.
3. Характер изменения активности и кислотности в ряду оксокислот типа НХО НХО2, НХО3 и
НХО4.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 13
1. Серная кислота. Физические и химические свойства концентрированной и
разбавленной серной кислоты. Отношение кислот к металлам и неметаллам.
Сульфаты и гидросульфаты. Полисерные кислоты.
2. Оксиды фосфора (III и V). Строение молекул. Физические и химические свойства.
Кислотные и окислительно-восстановительные свойства.
3. Окислитьельно-восстановительные свойства соединений углерода.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 14
1. Оксид серы (IV). Строение молекулы методом валентных связей. Физические и химические
свойства. Окислительно-восстановительные свойства оксида серы (IV).
Способы
получения в промышленности и лаборатории. способы обнаружения в лаборатории.
2. Оксокислоты галогенов типа НХО3 и НХО4. Состав и строение. Физические и химические
свойства. Окислительно-восстановительные свойства.
3. Нитраты. Способы разложения нитратов. Значение азотных удобрений.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
1.
2.
3.
1.
2.
3.
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 15
Аммиак. Строение молекулы методом молекулярных орбиталей и методом валентных
связей. Физические и химические свойства аммиака. Гидроксид аммония.
Восстановительные свойства аммиака. Способы получения в промышленности и
лаборатории. Обнаружение аммиака и ионов аммония в лаборатории. Области применения.
Общая характеристика элементов IVА –группы: положение в периодической системе Д.И.
Менделеева, строение атома, изменение степени окисления, энергии ионизации, энергии
сродства к электрону, электроотрицательности. Нахождение в природе.
Оксокислоты фосфора, их строение.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 16
Мышьяк, сурьма, висмут, способы их получения. Физические свойства и химические.
Арсин и стибин. Оксиды мышьяка, сурьмы и висмута.
Оксид серы (VI). Строение молекулы методом валентных связей. Физические и
химические свойства. Полиморфные модификации оксида серы (VI). Способы получения и
обнаружения.
Окислительно-восстановительные свойства галогеноводородов
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 17
Оксид серы (IV). Строение молекулы методом валентных связей. Физические и
химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства оксида серы (IV).
Способы получения в промышленности и лаборатории. способы обнаружения в
лаборатории.
2. Оксокислоты фосфора.
Сопоставление свойств оксокислот фосфора. Строение.
Ортофосфорная кислота. Строение молекулы. Физические и химические свойства
ортофосфорной кислоты. Получение. Соли фосфорной кислоты. Значение фосфорных
удобрений.
3. Сульфиды. Классификация сульфидов. Физические и химические свойства.
Растворимость сульфидов. Гидролиз сульфидов. Обнаружение сульфид-ионов. Способы
получения.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
1.
САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина общая химия и неорганическая химия (часть 2)
Экзаменационный билет № 18
1. Соединения мышьяка, сурьмы, висмута. Кислоты, основания мышьяка, сурьмы и висмута,
их химический характер и свойства.
2. Кремний, его строение. Соединения кремния с кислородом, физические и химические
свойства. Кремневая кислота. Силикаты. Области применения соединений кремния.
3. Окислительно-восстановительные свойства кислородных соединений серы.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
Комплект 3
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения химического Института химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 1
1. Общие свойства металлов. Металлическая связь. Особенности электронного строения
атомов металлов. Типы кристаллических решеток металлов.
2. Физические и химические свойства меди. Отношение меди к действию кислот.
Комплексные соединения меди. Сплавы на основе меди.
3. Окислительные свойства соединений хрома (VI).
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 2
1. Электрохимический ряд напряжения металлов. Ряд стандартных электродных потенциалов.
2. Физические и химические свойства серебра и золота. Их отношение к действию кислот.
Биологическое значение. Области применения.
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью окисления
+6.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Института химиии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 3
1. Способы получения металлов. Получение металлов высокой степени чистоты. Сплавы.
2. Оксиды и гидроксиды меди (I и II). Способы их получения. Химические свойства оксидов и
гидроксидов меди.
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью окисления
+7. влияние кислотности среды на процесс протекания окислительно-восстановительных
реакций.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 4
1. Коррозия металлов. Способы борьбы с коррозией металлов.
2. Оксиды и гидроксиды серебра и золота. Способы их получения. Химические свойства оксидов и
гидроксидов серебра и золота.
3. Качественные реакции на соли железа (II и III).
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Института химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 5
1. Щелочные металлы. Положение в Периодической системе химических элементов
Д.И.Менделеева. Электронное строение атомов. Закономерность изменения свойств элементов IА
группы. Распространенность и нахождение в природе.
2. Физические и химические свойства цинка, отношение к действию простых веществ, кислотам,
воде, щелочам. Области применения.
3. Виды жесткости воды и способы их устранения.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 6
1. Физические и химические свойства натрия и калия. Способы получения. Правила хранения и
обращения со щелочными металлами. Значение катионов калия и натрия для живых организмов.
Биологическое значение натрия и калия.
2. Металлы IVА-группы. Положение в Периодической системе химических элементов
Д.И.Менделеева. Электронное строение атомов. Общая характеристика подгруппы элементов.
Распространенность и нахождение в природе.
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома (II) и (III).
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 7
1. Физические и химические свойства оксида, пероксида и гидроксида натрия. Способы их
получения.
2. Хром. Особенности строения атома. Физические и химические свойства хрома. Способы
получения. Области применения.
3. Условия существования хроматов и дихроматов в растворе.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 8
1. Литий. Строение атома. Положение в Периодической системе Д.И. Менделеева. Отличительные
особенности физических и химических свойств лития от других щелочных металлов.
2. Комплексные соединения. Основные положения теории Вернера. Внешняя и внутренняя сферы
комплексов. Классификация комплексных соединений.
3. Соли алюминия, их гидролиз
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 9
1. Соединения лития (оксид лития, гидроксид лития, соли лития). Их физические и химические
свойства. Практическое значение лития и его соединений.
2. Диссоциация комплексных соединений. Константа диссоциации. Константа устойчивости.
Изомерия комплексных соединений (пространственная, оптическая, гидратная, ионизационная,
координационная).
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IБ-группы в степенях
окисления +1, +2, +3.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 10
1. Элементы ІІ-А группы (щелочно-земельные металлы, бериллий и магний). Положение в
Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атомов.
Закономерность изменения энергии ионизации, атомного радиуса, кислотно-основных свойств.
Распространенность и нахождение элементов в природе.
2. Природа химических связей в комплексных соединениях. Типы гибридизаций комплексных
соединений. Спектрохимический ряд лигандов. Магнитные свойства комплексов.
3. Окислительно-восстановительные свойства соединений железа.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 11
1. Бериллий, строение атома, sр и sр3 гибридизация. Физические, химические свойства бериллия.
Получение бериллия.
2. Общая характеристика элементов подгруппы меди. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов. Наиболее
характерные степени окисления атомов меди, серебра, золота. Нахождение в природе. Способы
получения.
3. Сравнение окислительно-восстановительных свойств соединений свинца со степенью
окисления +2 и +4.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 12
1. Оксиды и гидроксиды бериллия. Их физические и химические свойства. Области применения
соединений бериллия.
2. Общая характеристика элементов подгруппы хрома. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов.
Закономерности изменения свойств элементов в группе. Нахождение в природе.
3. Соли железа (II и III). Комплексные соли железа.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 13
1. Магний. Физические и химические свойства. Оксид и гидроксид магния, способы их получения.
Соли магния. Значение магния для организма.
2. Оксиды и гидроксиды кобальта и никеля в степени окисления +2, +3. Способы их получения,
физические и химические свойства.
3. Гидролиз солей железа.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 14
1. Кальций. Физические и химические свойства. Оксид и гидроксид металла, способы их
получения. Соли кальция. Применение. Биологическое значение.
2. Хромовая и дихромовые кислоты. Способы получения солей хромовых кислот. Хромиты и
дихроматы. Полихромовые кислоты. Применение хрома и его соединений.
3. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в
степени окисления +2, +3, +4.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 15
1.Металлы IIIА-группы. Положение в Периодической системе Д.И.Менделеева. Электронное
строение атомов. Общая характеристика элементов IIIА-группы. Распространенность и
нахождение в природе.
2. Молибден и вольфрам. Их физические и химические свойства. Соединения молибдена и
вольфрама, их практическое значение.
3. Гидролиз солей кобальта и никеля.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 16
1. Бор. Способы получения. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные
соединения бора. Борная кислота. Области применения.
2. Общая характеристика элементов подгруппы марганца. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов.
Закономерности изменения свойств элементов. Наиболее характерные степени окисления
элементов в этих соединениях. Нахождение в природе.
3. Соединения железа в степени окисления +6, +8, их физические и химические свойства.
Ферраты, способы их получения.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 17
1. Алюминий. Способы получения. Физические и химические свойства. Отношение алюминия к
воде, кислотам, щелочам. Области применения алюминия и его соединений.
2. Общая характеристика элементов триады железа (железо, кобальт, никель). Положение в
Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного
строения атомов. Закономерность изменения свойств элементов. Наиболее характерные степени
окисления элементов в их соединениях. Нахождение в природе. Способы получения.
3. Марганец. Способы получения, физические и химические свойства марганца.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТим. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 18
1. Общая характеристика элементов подгруппы цинка. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Особенности электронного строения атомов.
Закономерность изменения энергии ионизации, атомного радиуса, активности металлов.
Нахождение в природе. Способы получения.
2. Оксид марганца в степени окисления +4. Способы получения, физические и химические
свойства оксида. Свойства оксида как катализатора. Характеристика окислительновосстановительных свойств оксида.
3. Соли хромовых кислот. Комплексные соединения хрома.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. .Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 19
1. Оксиды и гидроксиды олова и свинца. Физические и химические свойства. Способы получения.
Сравнительная характеристика кислотно-основных свойств в степени окисления +2 и +4.
Применение олова, свинца и их соединений.
2. Особенности электронных структур атомов переходных металлов и их положение в
Периодической системе Д.И.Менделеева. Черты сходства и отличия в свойствах элементов
главных и побочных подгрупп. Многообразие степеней окисления, проявляемых атомами
элементов побочных подгрупп. Склонность d-элементов к комплексообразованию.
3. Оксид и гидроксид цинка. Способы получения соединений цинка. Химические свойства оксида
и гидроксида цинка. Гидролиз солей цинка.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. .Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 20
1. Физические и химические свойства кадмия и ртути. Киноварь, сулема, каломель Амальгамы.
Соединения ртути в степени окисления +1. Токсичность соединений цинка, кадмия и ртути.
Важнейшие комплексные соединения элементов.
2. Кобальт, никель. Особенности строения их атомов. Положение в периодической системе Д.И.
Менделеева. Способы получения. Физические свойства. Взаимодействие с простыми и сложными
веществами. Биологическая роль кобальта.
3. Оксид и гидроксид алюминия. Способы получения. Химические свойства.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Н.Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 21
1. Оксид марганца в степени окисления +3. Способы получения, физические и химические
свойства. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью
окисления + 3.
2. Общая характеристика элементов подгруппы скандия. Положение в Периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атомов. Физические и химические
свойства металлов. Сравнение свойств элементов главной и побочной подгруппы III группы.
3. Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств
соединений хрома в различных степенях окисления.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. .Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 22
1. Оксиды и гидроксиды марганца в степени окисления +2. Способы их получения, физические и
химические свойства. Соли марганца.
2. Железо. Строение атома. Физические и химические свойства железа. Отношение его к воде,
кислотам, щелочам, солям. Взаимодействие железа с неметаллами. Биологическое значение
железа.
3. Соединения хрома в степени окисления +6. Хромовый ангидрид. Способы получения.
Физические и химические свойства ангидрида.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. .Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 23
1. Олово, свинец. Способы получения. Физические и химические свойства.
2. Соединения металлов и неметаллов главных подгрупп с водородом. Закономерности изменения
их восстановительных свойств и прочности связи в этих соединениях.
3. Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств
соединений марганца в различных степенях окисления.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. .Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии СГУ
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 24
1. Оксиды и гидроксиды хрома со степенью окисления +2, +3. Способы их получения, физические
и химические свойства. Кислотно-основные свойства
2. Сплавы на основе железа. Способы их получения. Практическое значение.
3. Комплексные соединения кобальта и никеля. Окислительно-восстановительные свойства
соединений кобальта и никеля со степенью окисления +2, +3.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОУ ВПО «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. .Г.Чернышевского»
Кафедра химии и методики обучения Институт химии
Дисциплина Общая и неорганическая химия (ч.3)
Экзаменационный билет № 25
1. Соединения железа со степенью окисления + 2 и + 3 (оксиды, гидроксиды). Способы их
получения. Физические и химические свойства.
2. Общая характеристика свойств элементов главных подгрупп периодической системе Д.И.
Менделеева и их соединений. Закономерности в изменении радиусов, энергии ионизации,
сродства к электрону, электроотрицательности.
3. Оксиды и гидроксиды марганца со степенью окисления +6, +7. Марганцовистая и марганцовая
кислоты, их соли. Получение, химические свойства. Марганцовый ангидрид, получение. Значение
соединений марганца.
Зав.каф. химии и методики обучения
Н.В.Пчелинцева
Приложение 6
Тема курсовых работ
19. Благородные металлы и их соединения
20. Магний и щелочно-земельные металлы. Их биологическая роль и применение в медицине.
21. Ртуть. Практическая значимость. Токсичность.
22. Фосфор, биологическое значение соединений фосфора.
23. Воздух.. Источники загрязнения атмосферного воздуха.
24. Круговорот азота и фосфора в природе. Биологическая значимость азота и форсфора в
природе.
25. Круговорот углерода в природе. Биологическая значимость соединений углерода.
26. Коррозия металлов. Способы борьбы с коррозией.
27. Растворимость. Диффузия в растворах. Биологическое значение растворимости и процесса
диффузии.
28. Окислительно-восстановительные реакции. Их значение в природе.
29. Минеральные удобрения. Их значение для жизни растений.
30. Нитраты. Биологическая роль нитратов для растений и воздействие на организм человека.
31. Галогены, их соединения и биологическое значение в жизни человека.
32. Химические элементы в организме человека.
33. Круговорот кислорода в природе. Его биологическая значимость.
34. Железо. Сплавы на основе железа и их практическая значимость.
35. Углерод. Соединения углерода в природе.
36. Хром. Практическое значение его соединений.