КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №1. Программа по Общей и неорганической химии, даны рекомендации по ее изучению. Пособие содержит варианты контрольных работ, требования к их содержанию и оформлению,, вопросы для подготовки к экзамену
 Скачать 0.64 Mb.
|
|
Часть 1. Химия s–и d – элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева 1. Написать уравнения реакций горения лития, натрия, калия и назвать полученные соединения. Написать уравнения реакций полученных соединений с водой.(0–2 балла) 2. Написать уравнения реакций К2О, K2O2, KO2 с водой. Какое из этих соединений получают при сгорании металлического калия на воздухе? (0–2 балла) 3. Какие свойства проявляет пероксид водорода в окислительно–восстановительных реакциях? Указать степень окисления кислорода в этом соединении. Написать уравнения реакций: а) перманганата калия с пероксидом водорода в нейтральной среде; б) сульфата хрома(III) с пероксидом водорода в щелочной среде. в) пероксида водорода с хроматом натрия в нейтральной среде; г) пероксида водорода с иодидом калия в кислой среде. Уравнять ионно–электронным методом. (0–2 балла) 4. Какие свойства проявляет пероксид натрия в окислительно–восстановительных реакциях? Указать степень окисления кислорода в этом соединении. Написать уравнения реакции перманганата калия с пероксидом натрия в кислой среде. (0–2 балла) 5. Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, энергия гидратации и химическая активность в ряду Li – Cs? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–2 балла) 6. Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, энергия гидратации и химическая активность в ряду Be – Ba? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–2 балла) 7. Охарактеризовать отличия свойств Be от свойств других s–элементов II группы? Объяснить причину подобных отличий. Написать уравнения реакций: (0–2 балла) а) бериллия с раствором щелочи; б) гидроксида бериллия с раствором щелочи. 8. Как изменяются кислотно–основные свойства в ряду Be(ОН)2 — Ba(OH)2 и почему? Написать уравнения реакций, подтверждающих амфотерные свойства Ве(ОН)2 в молекулярном и ионном виде. (0–2 балла) 9. Написать уравнения реакций пероксида бария: а) с серной кислотой; б) с раствором нитрата серебра; в) с раствором иодида калия в присутствии хлороводородной кислоты. Указать, какие свойства проявляет пероксид бария в каждой реакции. (0–2 балла) 10. Охарактеризовать положение хрома в ряду стандартных электродных потенциалов. Написать уравнения реакций хрома с разбавленными и концентрированными кислотами. (0–3 балла) 11. Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства оксида и гидроксида хрома(III)? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла) 12. Указать возможные и характерные степени окисления хрома в соединениях? Как изменяются кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства в ряду гидроксидов хрома с увеличением степени окисления хрома? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла) 13. Указать, какие ионы существуют в водных растворах солей хрома(III) и хрома(VI): а) при рН > 7; б) при рН<< 7. Привести примеры соответствующих соединений, назвать их. Привести уравнения реакций гидролиза в протолитическом виде. (0–3 балла) 14. Как получить пероксид хрома из дихромата калия? Какова степень окисления хрома в пероксиде хрома? Какие свойства проявляет пероксид хрома в окислительно–восстановительных реакциях? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла) 15. Закончить уравнения следующих окислительно–восстановительных реакций (для реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты подобрать ионно–электронным методом). Определить молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей в реакциях: (0–3 балла)
16. Написать уравнения реакций (с коэффициентами) для следующих превращений: (0–5 баллов) а) К2Сr2O7 СrO5 Cr2(SO4)3 К2СrO4 К2Сr2O7 СrСl3 Cr(ОН)3 б) К2Сr2O7 К2СrO4 Cr2(SO4)3 CrOHSO4 K[Cr(ОН)4] K2СrO4 К2Сr2O7 в) СrСl3 Сr(ОН)3 Сr2O3 КСrO2 К[Сr(ОН)4] Сr(NO3)3 г) Сr Сr2(SO4)3 [Сr(ОН)6] К2СrO4 К2Сr2O7 СrO5 Сr2(SO4)3 д) Сr2O3 NаСrO2 Nа2СrO4 Nа2Сr2O7 Сr2(SO4)3 CrOHSO4 е) СrО3 Сr2O3 К2СrO4 К2Сr2O7 Сr2(SO4)3 К3[Сr(ОН)6] ж) К2СrO4 К2Сr2O7 СrO5 Сr2(SO4)3 К[Сr(ОН)4] К2СrO4 з) Сr СrСl3 К3[Сr(ОН)6] К2СrO4 К2Сr2O7 СrO5 Сr2(SO4)3 и) К2СrO4 К2Сr2O7 СrO5 Cr2(SO4)3 Сr(ОН)3 СrСl3 СrОНСl2 к) Сr2(SO4)3 К3[Сr(ОН)6] Cr2(SO4)3 К2СrO4 К2Сr2O7 СrСl3 Cr(ОН)3 17. Какое положение в ряду стандартных электродных потенциалов занимает Мn? Как взаимодействует Мn с кислотами, водой? (0–3 балла) 18. Как изменяются кислотно–основные свойства в ряду оксидов и гидрооксидов марганца с увеличением степени окисления марганца? Написать уравнения реакций получения МnО2, исходя из соединений марганца: а) с более высокой степенью окисления; б) с более низкой степенью окисления. Коэффициенты подобрать ионно–электронным методом. (0–3 балла) 19. Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства MnO2. Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла) 20. Какие свойства проявляют манганаты в окислительно–восстановительных реакциях? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла) 21. Как влияет рН раствора на окислительные свойства перманганатов? Ответ подтвердить уравнениями реакций, взяв в качестве восстановителей: (0–3 балла) а) сульфит натрия; б) иодид калия. 22. Закончить и уравнять ионно–электронным методом следующие реакции: (0–3 балла)
23. Написать уравнения реакций (с коэффициентами) для следующих превращений: (0–5 баллов) а) Na2MnO4 NaMnO4 MnO2 MnCl2 HMnO4 б) Мn Мn(NО3)2 МnO2 К2МnO4 МnSO4 Мn в) MnO2 Na2MnO4 MnO2 MnCl2 MnOHCl г) МnSO4 НМnO4 Мn2O7 МnO2 Na2МnО4 д) Мn3O4 Мn МnS МnSO4 НМnO4 МnO2 е) МnO2 СаМnО3 МпСl2 НМnO4 Мn2O7 ж) KMnO4 MnO2 K2MnO4 MnCl2 Mn з) MnO2 K2MnO4 KMnO4 MnSO4 (MnOH)2SO4 MnSO4 и) Mn(NO3)2 HMnO4 Mn2O7 MnO2 Na2MnO4 к) МnO2 К2МnO4 МnSO4 МnSO4 НМnO4 Мn2O7 24. Охарактеризовать изменение окислительно–восстановительных свойств гидроксидов Fe(II), Со(II) и Ni(II). Какие из указанных гидроксидов можно окислить пероксидом водорода? Почему? Привести уравнения возможных реакций. (0–3 балла) 25. Охарактеризовать изменение окислительно–восстановительных свойств гидроксидов Fe(III), Co(III) и Ni(III)? Написать уравнения реакций хлороводородной кислоты: а) с гидроксидом железа(III); б) с гидроксидом кобальта(III). Возможна ли подобная реакция с гидроксидом никеля(III)? (0–3 балла) 26. Охарактеризовать свойства ферратов в окислительно–восстановительных реакциях. Написать уравнения реакций феррата натрия с концентрированной хлороводородной кислотой. (0–3 балла) 27. Как взаимодействует железо с концентрированными азотной и серной кислотами при обычных условиях и при нагревании? Составить уравнения соответствующих реакций. (0–3 балла) 28. Написать уравнения реакций гидролиза FeSO4 и Fе2(SO4)3 в молекулярной и ионной форме. В каком, случае степень гидролиза больше и почему? Как можно усилить гидролиз этих солей? (0–3 балла) 29. Закончить уравнения следующих реакции. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, подобрать ионно–электронным методом (0–3 балла)
30. Пользуясь методом валентных связей, объяснить механизм образования химической связи, тип гибридизации и геометрическую конфигурацию следующих комплексных ионов: (0–5 баллов)
31. Написать электронные формулы атомов элементов I В–группы. Какие степени окисления могут проявлять Сu, Ag, Au? (0–3 балла) а) Написать уравнения реакций гидролиза CuCl2 и АuСl3. б) Подвергаются ли гидролизу соли серебра? Почему? 32. Охарактеризовать взаимодействие меди, серебра и золота с кислотами. Написать уравнения реакций. (0–3 балла) 33. Охарактеризовать взаимодействие гидроксида меди(II) со щелочами и раствором аммиака (на примере реакций с избытком гидроксида натрия и с водным раствором аммиака). (0–3 балла) 34. Какие значения стандартных электродных потенциалов имеют Zn и Hg? Как взаимодействуют Zn и Hg с разбавленными и концентрированными кислотами? Написать уравнения реакций. (0–3 балла) 35. Написать уравнения реакций солей цинка(II) и ртути(II) с раствором аммиака. Как влияют присутствие солей аммония и избыток аммиака на это взаимодействие? (0–3 балла) 36. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза нитратов цинка, ртути(I) и ртути(II). Как можно ослабить гидролиз этих солей? (0–3 балла) 37. Охарактеризовать окислительно–восстановительные свойства соединений ртути(I) и ртути(II). Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла) 38. Охарактеризовать способность d–элементов к комплексообразованию на примере Zn, Cd, Hg. Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла) 39. Используя величины констант нестойкости соответствующих комплексных ионов, сделайте выводы о возможности образования новых комплексных соединений и напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде: (0–3 балла)
Часть 2. Химия р – элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Каждое задание этой части контрольной работы №2 оценивается числом баллов от 0до 3 40. Получение, свойства и природа химической связи галогенидов бора. Написать уравнения реакций гидролиза ВF3 и ВСl3. 41. Получение диборана. Природа химической связи в диборане? Написать уравнение реакции диборана с водой. 42. Борная кислота, получение, свойства. Взаимодействие борной кислоты: а) с избытком щелочи; б) с недостатком щелочи (привести уравнения реакций) 43. Качественные реакции на бор, характерные для борной кислоты и ее солей. Привести уравнения соответствующих реакций. Применение данных реакций в фармацевтическом анализе. Написать уравнения реакций гидролиза тетрабората натрия (I и II стадии). 44. Гидролиз галогенидов р–элементов III группы. Написать уравнения реакций гидролиза ВСl3 и АlСl3. Объяснить причину того, что гидролиз протекает по–разному. 45. Взаимодействие бора и алюминия с кислотами? Написать уравнения соответствующих реакций и расставить коэффициенты ионно–электронным методом. 46. Алюмокалиевые квасцы. Написать уравнения реакций получения квасцов, их ионизации в водном растворе и взаимодействия: а) с избытком раствора щелочи; б) с раствором BaCl2. Применение алюмокалиевых квасцов в медицине. 47. Кислотно–основные свойства гидроксидов бора и алюминия, их сравнение. Написать уравнения соответствующих реакций, доказывающих эти свойства, в молекулярном и ионном виде. 48. Получение и гидролиз буры. Химические основы применения соединений бора в медицине? 49. Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, подобрать ионно–электронным методом:
50. Получение и свойства оксидов углерода. Ответ подтвердить уравнениями реакций. 51. Получение и строение циановодородной кислоты. Цианиды. Ответ подтвердить уравнениями реакций. 52. Кремний. Строение атома, характерные степени окисления, химическая активность. Написать уравнения реакций: а) кремния с концентрированной азотной кислотой в присутствии фтороводородной кислоты; б) кремния с раствором щелочи; в) тетрафторида кремния с водой. 53. Получение сероуглерода и тиокарбонатов. Свойства тиоугольной кислоты. 54. Классификация карбидов металлов по типу связи. Получение карбидов. Написать уравнения реакций: а) карбида кальция с водой; б) карбида алюминия с раствором щелочи; в) карбида алюминия с хлороводородной кислотой. 55. Как и почему изменяются термическая устойчивость и восстановительные свойства в ряду СН4—SiH4—GeH4—SnH4? Написать уравнения реакций получения силана и его взаимодействия с раствором щелочи. 56. Как и почему изменяются кислотно–основные свойства гидроксидов в ряду С(IV)—Sn(IV)? Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций Ge(OH)4: а) с раствором щелочи; б) с хлороводородной кислотой. 57. Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях расставить ионно–электронным методом:
58. Аммиак. Строение молекулы и свойства; три типа реакций характерных для аммиака. Привести примеры. 59. Аммиак. Строение молекулы и свойства в окислительно–восстановительных реакциях. Привести примеры. Получение аммиака в промышленности и в лаборатории. 60. Разложение солей аммония. Написать уравнения реакций термического разложения следующих солей аммония: NH4Cl, (NH4)3PO4, NH4NO2, NН4NО3, (NH4)2Cr2O7. Какие из этих реакций являются окислительно–восстановительными? 61. Возможные и характерные степени окисления азота. Гидразин, получение, свойства. 62. Возможные и характерные степени окисления азота. Гидроксиламин, получение, свойства. Написать уравнения реакций гидроксиламина: а) с цинком в водном растворе НСl; б) с хлором в щелочной среде. Уравнять ионно–электронным методом. 63. Свойства азотистой кислоты и ее солей в окислительно–восстановительных реакциях. Написать уравнения реакций нитрита калия: а) с сульфатом железа(II) в сернокислой среде; б) с перманганатом калия в нейтральной среде. Уравнять ионно–электронным методом. 64. Азотная кислота. Строение молекулы, взаимодействие с металлами в зависимости от концентрации кислоты и активности металлов. Привести примеры. 65. Оксиды азота. Написать уравнения реакций термического разложения следующих нитратов: КNО3, Сu(NО3)2, Вi(NО3)3, АgNО3. 66. Строение фосфорной, фосфористой и фосфорноватистой кислот. Основность этих кислот. Написать уравнения реакций этих кислот со щелочами. 67. Свойства фосфорноватистой кислоты и ее солей в окислительно–восстановительных реакциях. Привести примеры реакций. 68. Соединения мышьяка и сурьмы с водородом. Получение, роль в окислительно–восстановительных реакциях? Привести примеры. Написать уравнение реакции определения мышьяка по методу Марша. 69. Охарактеризовать изменение кислотно–основных свойств в ряду HNO2—H3PO3—H3AsO3—Sb(OH)3—Bi(OH)3. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, подтверждающие амфотерные свойства Sb(OH)3. 70. Чем объясняется окислительно–восстановительная двойственность соединений мышьяка(III)? Написать уравнения реакций арсенита натрия: а) с сульфатом меди(II) в щелочной среде; б) с хлоридом олова(II) в водном растворе НСl. Уравнять ионно–электронным методом. 71. Охарактеризовать изменение характера связи в ряду NCl3—РСl3—АsCl3—SbCl3—BiCl3. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде, указать условия их протекания. 72. Сравнить окислительную активность соединений: нитата натрия, фосфата натрия, арсената натрия, висмутата натрия. Написать уравнение реакции висмутата натрия с сульфатом марганца(II) в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом. 73. Взаимодействие мышьяка, сурьмы и висмута с кислотами. Написать уравнения реакций мышьяка, сурьмы и висмута: а) с концентрированной серной кислотой при нагревании; б) с концентрированной азотной кислотой при нагревании. Уравнять ионно–электронным методом. 74. Какие из перечисленных сульфидов: As2S3, Sb2S3, Вi2S3 образуют тиосоли? Написать уравнения реакций получения соответствующих тиосолей. 75. Каков состав и механизм окислительного действия «царской водки»? Написать уравнения реакций: а) концентрированной азотной кислоты с концентрированной хлороводородной кислотой; б) «царской водки» с золотом. Уравнять ионно–электронным методом. 76. Закончить уравнения следующих окислительно–восстановительных реакций (для реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты расставить ионно–электронным методом):
77. Строение молекулы озона согласно методу валентных связей. Указать степень окисления кислорода в озоне. Написать уравнение реакции озона с иодидом калия в кислой среде. 78. Степени окисления серы в соединениях. Объяснить на основании строения атома. Какие свойства проявляет сера в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций серы: а) с концентрированным раствором щелочи; б) с концентрированной азотной кислотой. Уравнять ионно–электронным методом. 79. Объяснить характер изменения силы кислот в ряду H2S—H2Se—Н2Те. Написать уравнения реакций гидролиза сульфида натрия и селенида натрия в молекулярном и ионном виде. Какая из солей гидролизована в большей степени и почему? Как и почему изменяется термическая устойчивость и восстановительная активность в ряду H2S—H2Se—H2Te? 80. Какие свойства проявляют соединения серы(IV) в окислительно–восстановительных реакциях? Почему? Написать уравнения реакций сульфита натрия: а) с дихроматом калия в сернокислой среде; б) с цинком в растворе хлороводородной кислоты. Уравнять ионно–электронным методом. 81. Сопоставить кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства оксидов серы(IV), селена(IV) и теллура(IV). Написать уравнение реакции селенистой кислоты с оксидом серы(IV). 82. Взаимодействие разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами. Написать уравнения реакций разбавленной и концентрированной серной кислоты с Fe, Zn, Cu. 83. Строение, получение и свойства SOCl2 и SO2Cl2? Назвать эти соединения. Написать уравнения реакций гидролиза этих соединений в молекулярном виде. 84. Какие степени окисления проявляет сера в тиосульфат–ионе? Привести структурную формулу тиосульфат–иона. Написать уравнения реакций тиосульфата натрия: а) с разбавленной серной кислотой; б) с хлором в водном растворе, в) с иодом в водном растворе, г) бромида серебра с избытком тиосульфата натрия, д) с избытком брома в водном растворе; е) с хлороводородной кислотой. 85. Особенность строения пероксосерных кислот. Свойства пероксосерных кислот в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций пероксодисерной и пероксомоносерной кислот с водой. 86. Свойства солей пероксосерных кислот в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций пероксодисульфата аммония: а) с раствором иодида калия; б) с раствором нитрита калия. Уравнять ионно–электронным методом. 87. Закончить и уравнять ионно–электронным методом следующие реакции:
88. Степени окисления фтора в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакций фтора: а) с водой; б) со щелочью. 89. Степени окисления хлора в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакций хлора: а) с водой; б) со щелочью при нагревании. 90. Степени окисления брома в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакций брома с раствором щелочи без нагревания и при нагревании. 91. Степени окисления иода в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакции иода с раствором щелочи. Почему иод одинаково взаимодействует с холодной и горячей щелочью? 92. Кислородсодержащие кислоты хлора. Дать названия кислот и соответствующих солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции гипохлорита натрия с нитратом свинца в нейтральной среде. Уравнять ионно–электронным методом. 93. Кислородсодержащие кислоты брома. Дать названия кислот и соответствующих солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции бромата калия с сульфидом калия в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом. 94. Кислородсодержащие кислоты иода. Дать названия кислот и соответствующих солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции иодата калия с иодидом калия в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом. 95. Объяснить характер изменения силы кислот в ряду НСlO—НСlO2—НСlO3—НСlO4. Дать названия этим кислотам. Как получают хлорат калия и где его применяют? Написать уравнения реакции хлората калия с иодом в сернокислой среде. 96. Объяснить характер изменения устойчивости, силы кислот и окислительной активности в ряду НСlO— НСlO2— НСlO3—НСlO4. В каких средах проявляют окислительные свойства: а) гипохлориты; б) хлораты? Написать уравнения реакции бромата калия с бромидом калия в сернокислой среде и уравнять ионно–электронным методом. 97. Объяснить изменение силы кислот в ряду HF—НСl—HBr—HI. Как и почему изменяются термическая устойчивость и восстановительная активность в ряду HF—НСl—HBr—HI? Написать уравнение реакции кристаллического иодида натрия с концентрированной серной кислотой. 98. Получение хлора, брома и иода в лаборатории. Какую роль играют хлор, бром и иод в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций. а) хлора с раствором щелочи при нагревании; б) хлора с раствором иода; в) иода с хлорноватой кислотой. 99. Объяснить изменение окислительно–восстановительных свойств в ряду F2––Cl2––Br2––I2. Написать уравнение реакции иода с бромом в водном растворе. 100. Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, расставить ионно–электронным методом:
Приложение Справочные данные Таблица 1 |