4.  Соли

Напишите уравнения реакций получения всех возможных солей при взаимодействии следующих кислоты и основания: H3PO4 и КОН. Назовите соли и изобразите их графические формулы.

5.  Напишите уравнения реакций взаимодействия Ni с разбавленными и концентрированными серной и азотной кислотами.

Проверочная работа по теме:

«Строение атома и периодическая система элементов .

Химическая связь»

Вариант 1

Напишите электронные конфигурации атомов Mg и P. К каким элементам: s, p или d относятся Mg и P? Укажите, у какого из них меньше энергия ионизации и почему. Что такое энергия ионизации? Определите квантовые числа формирующих электронов Mg и P. Покажите распределение валентных электронов по орбиталям для каждого атома в молекуле AlF3. Какова валентность каждого атома? Какой вид связи реализован в данной молекуле? Покажите геометрическую структуру молекулы. Нарисуйте энергетическую схему АО и МО для молекулы NО. Определите порядок связи, возможно ли существование этой молекулы?

Пример индивидуального задания

Индивидуальное домашнее задание по теме:

«Химическая термодинамика»

Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию реакции. Покажите, какой из факторов процесса, энтальпийный или энтропийный, способствует самопроизвольному протеканию процесса в прямом направлении. Определите, в каком направлении при 298 оК (прямом или обратном) будет протекать реакция, если все ее участники находятся в стандартном состоянии. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции. При каких температурах, выше или ниже рассчитанной, более вероятно протекание указанной реакции в прямом направлении.

№

варианта

Уравнение реакции

1

2

1

СО2(г) + С(к) = 2СО(г)

2

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

3

CO(г) + H2(г) = C(к) + H2O(г)

4

SO2(г) + Cl2(г) = SO2Cl2(г)

5

CH4(г) + H2O(г) = CO2(г) + 3H2(г)

6

2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)

7

PCl5(г) = PCl3(г) + Cl2(г)

8

2NO2(г) = N2O4(г)

9

FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + CO2(г)

10

2H2S(г) + SO2(г) = 3S + 2H2O(г)

11

C(к) + 2H2(г) = CH4(г)

12

CH4(г) + 2H2O(г) = CO2(г) + 4H2(г)

13

CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г)

14

Fe2O3(к) + 3H2(г) = 2Fe(к) + 3H2O(г)

15

CO2(г) + 4H2(г) = CH4(г) + 2H2O(г)

16

CH4(г) +2O2(г) = CO2(г) +2H2O(г)

17

2Al2O3(к) + 6SO2(г) +3O2(г) =2Al2(SO4)3(к)

18

2CuO(к) + 4NO2(г) + O2(г) = 2CuNO3 2(к)

19

4NO2(г) + O2(г) + 2H2O(ж) = 4HNO3(ж)

20

2H2O(ж) + 2SO2(г) + O2(г) = 2H2SO4(ж)

21

2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(ж) + 2SO2(г)

22

4HCl(г) + O2(г) =2Cl2(г) + 2H2O(ж)

23

2NH3(г) + SO3(г) + H2O(г) = (NH4)2SO4(к)

24

2Mg(NO3)2(к) = 2MgO(к) + 4NO2(г) + O2(г)

Пример проверочного домашнего задания к лабораторной работе

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

Домашнее задание

к лабораторной работе по теме «Гидролиз солей»

Вариант 1

Составьте уравнения гидролиза в молекулярном и молекулярно-ионном (полном и сокращенном) виде для нитрита натрия, формиата калия, сульфита бария и определите среду растворов названных солей. Рассчитайте константу гидролиза нитрита натрия.

КНNО2 =4·10-4

Пример теста при допуске к лабораторной работе

Тест по теме «Гидролиз солей»

Вариант 1

Какова реакция среды раствора, в котором [Н+] = 10-11 моль\л?

а) реакция среды нейтральная

б) реакция среды кислая

в) реакция среды щелочная

2. Укажите значение водородного показателя, которое соответствует сильно кислой среде?

а) рН=2

б) рН=6

в) рН=9

г) рН=13

3. Какая концентрация гидроксид-ионов соответствует кислой среде?

а) [ОН-] = 10-3 моль\л

б) [ОН-] = 10-5 моль\л

в) [ОН-] = 10-7 моль\л

г) [ОН-] = 10-9 моль\л

4. Если концентрация водородных ионов равна 10-3моль\л, чему равен рОн?

а) рОн=5

б) рОн=7

в) рОн=9

г) рОн=11

5. Раствор какой из перечисленных солей имеет кислую среду? (вызывает покраснение лакмуса)

а) KCN

б) FeCl3

в) Na2CO3

г) (NH4)2SiO3

6. Выберите соль, которая не подвергается гидролизу:

а) хлорид бария

б) ацетат аммония

в) сульфид алюминия

г) цианид натрия

7. Как влияет на гидролиз разбавление раствора?

а) не влияет

б) усиливает

в) ослабляет

8. Какие продукты получаются при гидролизе треххлористого железа по первой ступени?

а) Fe(OH)3

б)HCl

в) Fe(OH)2Cl

г)FeOHCl2

7.2. Примерный перечень вопросов, выносимых на экзамен

Основные понятия химии: атом, химический элемент, изотопы, валентность, степень окисления, относительная молекулярная масса, моль, молярная масса и молярный объем, эквивалент и молярная масса эквивалента. Основные законы химии: закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон Авогадро и его следствия, объединенный газовый закон, закон эквивалентов. Атомно-молекулярная теория. Основные понятия и определения. Строение атома. Постулаты Бора. Классификация, номенклатура и основные химические свойства оксидов. Классификация, номенклатура и основные химические свойства кислот. Классификация, номенклатура и основные химические свойства оснований. Классификация, номенклатура и основные химические свойства солей. Квантово-механическое объяснение строения атома: атомные спектры, квантование энергии, уравнение Шредингера, волновая функция, квантовые числа и их физический смысл. Закономерности заполнения электронных слоев во многоэлектронных атомах: принцип минимальной энергии электрона, принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского. Периодический закон и закономерности изменения свойств элементов в периодической системе как проявление периодичности изменения электронной конфигурации атомов (радиусы атомов, энергия ионизации, сродство к электрону и т. д.). Метод валентных связей. Определение валентности элементов. Метод молекулярных орбиталей. Основные положения. Примеры составления энергетических диаграмм для двухатомных молекул. Химическая связь. Типы химической связи, характеристики и свойства химических связей, понятие электроотрицательности. Химическая термодинамика. Понятие термодинамической системы и термодинамических параметров. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики. Изменение внутренней энергии в изобарном и изохорном процессах. Понятие энтальпии. Энтальпия простых и сложных веществ, процессов. Закон Гесса и его следствия. Понятие энтропии. Энтропия простых и сложных веществ, процессов. Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса. Энтропийный и энтальпийный факторы процесса и их влияние на направление протекания химической реакции.. Обратимые и необратимые реакции. Равновесное состояние. Константа равновесия. Связь константы равновесия с энергией Гиббса. Принцип Ле-Шателье. Химическая кинетика. Скорость реакции. Закон действия масс. Зависимость скорости реакции от температуры. Окислительно-восстановительные реакции. Типичные окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций. (привести примеры). Способы выражения концентраций растворов. Разбавленные растворы неэлектролитов. Давление насыщенного пара над растворами. Температуры кипения и отвердевания растворов. Осмотическое давление. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации. Степень диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Сила электролитов. Сильные электролиты. Закон действия масс для растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов. Диссоциация кислот, оснований, солей в воде. Буферные растворы. Осмотическое давление, температуры кипения и отвердевания растворов слабых электролитов. Гидролиз солей (привести примеры для разных вариантов гидролиза солей). Константа и степень гидролиза.

Пример экзаменационного билета

Международный университет природы, общества и человека «Дубна»

Филиал «Угреша»

Предмет: «Химия»

Курс I , семестр I

Направление «Экология и природопользование»

Экзаменационный билет №1

Атомно-молекулярная теория. Основные понятия и определения. Строение атома. Постулаты Бора. Классификация, свойства, получение и номенклатура оксидов. В каком количестве (в г) Na2СО3 содержится столько же моль эквивалентов, сколько в 100 г СаСО3 ? Какую реакцию среды имеют водные растворы солей: Na2CO3, AlCl3, Na2S, NH4NO3 ? Ответ подтвердите, составив ионные и молекулярные уравнения гидролиза

Преподаватель

« « 2012 г. Зав. кафедрой

Рейтинговая система

Перечень обязательных видов работы студента:

·  посещение лекционных занятий;

·  решение практических задач и заданий на семинаре;

·  выполнение домашних работ;

·  выполнение проверочных работ;

При рейтинговой системе все знания, умения и навыки, приобретаемые студентами в результате изучения дисциплины, оцениваются в баллах.

Оценка качества работы в рейтинговой системе является накопительной и используется для оценивания системной работы студентов в течение всего периода обучения.

В течение первого семестра студент может заработать баллы за следующие виды работ:

1) Тестирование

В течение семестра будет проведено 2 тестирования.

Каждое тестирование включает в себя теоретические и практические задания по пройденным темам. Одно тестирование оценивается в 1 балл.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7