Билеты на экзамен по неорганической химии

Вопросы к экзамену первой части курса «Общая и неорганическая химия»

Экзаменационные
билеты включают два теоретических
вопроса из представленных ниже и одно
практическое задание, подобное тем,
которые разбирались в ходе изучения
дисциплины. При этом вопросы и задание
подобраны таким образом, что все они
относятся к разным темам изучаемой
дисциплины.

1.
Атом – наименьшая частица химического
элемента. Число Авогадро. Относительные
массы атомов. Углеродная шкала атомных
масс. Абсолютные массы атомов.

2. Составные
части атомов – электроны и ядро, их
заряды и массы. Состав атомного ядра –
протоны и нейтроны, их заряд и масса.
Понятие об изотопах и изобарах.

3. Неприменимость законов классической
физики к описанию движения микрочастиц.
Двойственная природа света. Фотоны.
Взаимосвязь массы и энергии. Уравнение
Эйнштейна. Корпускулярно-волновой
дуализм материи. Уравнение де-Бройля.

4. Характеристика
энергетического состояния электрона
в атоме четырьмя квантовыми числами.
Главное квантовое число как основная
энергетическая характеристика электрона
в атоме. Главное квантовое число и
размеры электронного облака.

5. Орбитальное
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения. Форма электронного
облака для s-, p- и d-состояний электрона.

6. Магнитное
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения. Ориентация p- и
d-электронных облаков в пространстве.

7. Спиновое
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения.

8. Многоэлектронные
атомы. Принцип Паули. Максимальное число
электронов в энергетических ячейках
(атомных орбиталях), в электронных
оболочках и слоях. Правило Хунда.

9. Периодическая
система элементов и ее связь со строением
атомов. Периодические и непериодические
свойства элементов. Физический смысл
порядкового номера элемента в системе.
Современная формулировка периодического
закона.

10. Последовательность
заполнения электронных оболочек и слоев
в атомах. Принцип наименьшей энергии,
правило Клечковского. Способы изображения
электронных структур атомов.

11. Периоды,
группы, подгруппы и семейства s-, p-, d- и
f-элементов с точки зрения электронного
строения атомов. Объяснение различной
длины периодов. Длинно- и короткопериодный
варианты системы.

12. Периодические
свойства атомов. Радиусы (размеры) атомов
и ионов и их изменение по периодам и
группам периодической системы. d- и
f-сжатие.

13. Энергия
ионизации атомов и ее изменение по
периодам и группам периодической
системы.

14. Сродство к
электрону, электроотрицательность
атомов, их изменение по периодам и
группам периодической системы.

15. Основные
характеристики химической связи
(энергия, длина, валентные углы).

16.
Основные положения метода валентных
связей (метода ВС). Типы перекрываний
электронных облаков при образовании
-
и -связей.

17.
Донорно-акцепторный механизм образования
ковалентной связи. Строение ионов NH₄⁺
и BF₄^—.
Максимальная ковалентность атомов
элементов II и III периодов периодической
системы и d-элементов.

18.
Направленность ковалентной химической
связи. Образование связей за счет s- и
p-электронных облаков. Строение молекул
H₂S
и PH₃.
Углы связей в этих молекулах.

19.
sp-, sp²
и sp³-гибридизации.
Форма и пространственное расположение
гибридных электронных облаков. Строение
молекул BeH₂,
BF₃,
CH₄.
Углы связей в этих молекулах.

20.
Участие неподеленных электронных пар
в гибридизации. Строение молекул NH₃
и H₂O.
Углы связей в этих молекулах. Гибридизация
с участием d-орбиталей. Строение молекул
PF₅
и SF₆.
Углы связей в этих молекулах.

21.
Одинарные и кратные химические связи.
-
и -связи.
Строение молекул C₂H₆,
C₂H₄,
C₂H₂,
N₂.
Влияние кратности связи на ее энергию
и межъядерное расстояние.

22. Ионная
химическая связь. Ненаправленность и
ненасыщаемость ионной связи. Структура
ионных соединений. Простейшие типы
взаимной координации ионов в кристаллах.

23. Ковалентная
химическая связь. Неполярная ковалентная
связь и ионная связь как крайние случаи
полярной ковалентной связи.

24. Металлическая
связь. Межмолекулярное взаимодействие
(ориентационное, индукционное,
дисперсионное). Примеры.

25. Водородная
связь как особый случай межмолекулярного
взаимодействия.

26. Энергетика
химических процессов. Внутренняя энергия
и энтальпия. Тепловой эффект реакции.
Теплота (энтальпия) образования
химического соединения. Закон Гесса и
следствия из него.

27. Понятие об
энтропии. Изменение энтропии при фазовых
превращениях (испарении, конденсации,
плавлении, кристаллизации) и в химических
реакциях.

28. Понятие о
свободной энергии Гиббса
(изобарно-изотермическом потенциале).
Связь свободной энергии Гиббса с тепловым
эффектом реакции и изменением энтропии.
Критерии возможности и невозможности
протекания химической реакции.

29. Химическая
кинетика. Скорость химической реакции.
Средняя и истинная (мгновенная) скорость.
Единицы измерения. Факторы, влияющие
на скорость химической реакции.

30. Зависимость
скорости химической реакции от
концентраций реагирующих веществ. Закон
действия масс. Константа скорости
реакции. Молекулярность и порядок
реакции. Влияние давления на скорость
реакции.

31. Зависимость
скорости химической от температуры.
Правило Вант-Гоффа. Температурный
коэффициент скорости реакции. Энергия
активации. Уравнение Аррениуса.

32. Явление
катализа. Катализаторы и ингибиторы.
Механизм гомогенного катализа (теория
образования промежуточных соединений).

33.
Обратимые и необратимые реакции.
Химическое равновесие. Константа
равновесия. Вывод выражения для К_р
и ее физический смысл. Равновесные
концентрации компонентов, их расчет.

34. Сдвиг (смещение) химического
равновесия. Принцип Ле-Шателье, его
формулировка и применение для объяснения
смещения химического равновесия при
изменении концентраций веществ,
температуры и давления.

35. Степень
диссоциации электролита и ее зависимость
от природы электролита, концентрации
раствора и температуры. Сильные и слабые
электролиты.

36. Диссоциация
слабых электролитов. Константа
диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Ступенчатая диссоциация. Влияние
одноименного иона на диссоциацию слабого
электролита.

37. Электролитическая
диссоциация молекул воды. Ионное
произведение воды. Нейтральные, кислые
и щелочные растворы. Водородный и
гидроксильный показатели рН и рОН.
Буферные растворы.

38. Гетерогенные
равновесия в растворах электролитов.
Произведение растворимости малорастворимого
электролита. Расчет ПР по растворимости
и наоборот. Влияние одноименного иона
на растворимость малорастворимого
электролита. Условие образования и
растворения осадков.

39. Гидролиз
солей. Типичные случаи гидролиза
(привести примеры). Степень гидролиза
соли, ее зависимость от природы соли,
концентрации раствора и температуры.

40. Особые случаи
гидролиза солей (полный гидролиз,
совместный гидролиз двух солей). Привести
примеры.

41. Константа
гидролиза соли и ее выражение через
ионное произведение воды и константы
диссоциации слабых кислот и оснований.
Связь константы гидролиза со степенью
гидролиза соли и концентрацией раствора.

42.
Окислительно-восстановительные реакции.
Степень окисления атомов в соединениях,
ее вычисление. Процессы окисления и
восстановления. Окислители и восстановители
и их классификация.

43. Составление
уравнений окислительно-восстановительных
реакций методом электронного баланса.
Реакции в кислых, нейтральных и щелочных
растворах. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций
методом электронного баланса. Привести
примеры.

44. Типы
окислительно-восстановительных реакций
(межмолекулярного окисления-восстановления,
диспропорционирования, внутримолекулярного
окисления-восстановления). Привести
примеры.

45. Полимеры и
олигомеры. Методы получения полиэтилена,
полистирола, фенолформальдегидных
полимеров, каучуков.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Билет №1 (3)

Выведите молекулярную формулу вещества, если массовая доля углерода в нём составляет 82,75%, водорода 17,25%. Относительная плотность паров по воздуху равна 2.

Дано:	Решение:
Dвозд(CxHy) = 2 ω(C) = 82,75% ω(H) = 17,25%	Mвозд = 29 г/моль M(CxHy) = 29 г/моль ∙ 2 = 58 г/моль Пусть ν(CxHy) = 1 моль, тогда m(CxHy) = 58 г m(C) = 0,8275 ∙ 58г = 47,995 ≈ 48г m(H) = 0,1725 ∙ 58г = 10,005 ≈ 10г ν(C) : ν(H) =  = 4 : 10 ⇒ С4Н10 M(C4H10) = 48 + 10 = 58 г/моль
CxHy – ?	Ответ: С4Н10

Билет №2 (3)

Осуществить превращения:

Натрий → гидроксид натрия → карбонат натрия → хлорид натрия → нитрат натрия

Na NaOH  Na2CO3  NaCl  NaNO3

      0         +1   -2                    +1   -2  +1             0

1. 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

  в-ль            ок-ль

Na0 – 1e— → Na+1        | 2

2H+1 + 2e— → H2        | 1

1. 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O

2Na+ + 2OH– + CO2 → 2Na+ + CO32– + H2O

2OH– + CO2 → CO32– + H2O

1. Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O

2Na+ + CO32– + 2H+ + 2Cl– → 2Na+ + 2Cl– + CO2↑ + H2O

CO32– + 2H+ → CO2↑ + H2O

1. NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓

Na+ + Cl– + Ag+ + NO3– → Na+ + NO3– + AgCl↓

Cl– + Ag+ → AgCl↓

Билет №3 (3)

Какой объём хлора прореагирует с натрием массой 34,5г. Определить массу хлорида натрия.

Дано:	Решение:
m(Na) = 34,5г	34,5 г     x л           y л   2Na + Cl2 → 2NaCl 2 моль 1 моль     2 моль   46 г    22,4 л       117 г m = M ∙ ν            V = Vm ∙ ν M(Na) = 23 г/моль M(NaCl) = 58,5 г/моль m(Na) = 23 г/моль ∙ 2 моль = 46 г m(NaCl) = 58,5 г/моль ∙ 2 моль = 117 г Vm = 22,4 л/моль V(Cl2) = 22,4 л/моль ∙ 1 моль = 22,4 л
V(Cl2) – ? m(NaCl) – ?	Ответ: V(Cl2) = 16,8 л; m(NaCl) = 87,8 г

Билет №4 (3)

Осуществить превращения:

Магний → хлорид магния → гидроксид магния → оксид магния → сульфат магния

Mg MgCl2  Mg(OH)2  MgO  MgSO4

      0         +1  -1                            +2   -1                   0

1. Mg + 2HCl  MgCl2 + H2↑

  в-ль         ок-ль

Mg0 – 2e— → Mg+2        | 1

2H+ + 2e— → H20        | 1

1. MgCl2 + 2NaOH → Mg(OH)2↓ + 2NaCl

Mg2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– → Mg(OH)2↓ + 2Na+  + 2Cl–

Mg2+ + 2OH– → Mg(OH)2↓

1. Mg(OH)2  MgO + H2O

1. MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O

MgO + 2H+ + SO42– → Mg2+ + SO42– + H2O

MgO + 2H+ → Mg2+ + H2O

Билет №5 (3)

Какой объём хлора прореагирует с железом массой 400г, если массовая доля примесей в нём 20%?

Дано:	Решение:
mобр(Fe) = 400 г ωприм = 20%	320 г     x л    2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3  2 моль  3 моль     112 г   67,2 л mприм = 0,2 ∙ 400 г = 80 г m(Fe) = mобр – mприм = 400 г – 80 г = 320 г M(Fe) = 56 г/моль; m(Fe) = 56 г/моль ∙ 2 моль = 112 г Vm = 22,4 л/моль V(Cl2) = Vm ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 3 моль = 67,2 л
V(Cl2) – ?	Ответ: V(Cl2) = 192 л

Билет №6 (3)

Осуществить превращения:

Медь → хлорид меди (II) → гидроксид меди (II) → оксид меди (II) → медь

Cu CuCl2 Cu(OH)2  CuO  Cu

      0        0               +2  –1

1. Cu + Cl2 → CuCl2

 в-ль    ок-ль

Cu0 – 2e— → Cu+2        | 1

Cl2 + 2e— → 2Cl–        | 1

1. CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– → Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–

Cu2+ + 2OH– → Cu(OH)2↓

1. Cu(OH)2  CuO + H2O

 +2  –2             0        t          0                 +1 –2

1. CuO + H2  Cu + H2O

 ок-ль       в-ль

Cu+2 + 2e— → Cu0        | 1

H20 – 2e— → 2H+1        | 1

Билет №7 (3)

При прокаливании 300 г известняка, содержащего 10% примесей, получено 75 г негашеной извести. Найти массовую долю выхода продукта реакции от теоретически возможного.

Дано:	Решение:
mобр(CaCO3) = 300г ωприм = 10% mпракт(CaO) = 75г	270 г                x г CaCO3  CaO + CO2 1 моль            1 моль   100 г               56 г mприм = 300 г ∙ 0,1 = 30 г m(CaCO3) = 300 г – 30 г = 270 г  = 151,2 г — mтеор(CaO)  = 0,496 = = 49,6%
η(CaO) – ?	Ответ: η(CaO)  = 49,6 %

Билет №8 (3)

Какова масса соли, получившейся в результате взаимодействия 100 г соляной кислоты с 14 г оксида кальция?

Дано:	Решение:
m(HCl) = 100 г m(CaO) = 14 г	0,25 моль                   х моль     CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O     1 моль   2 моль     1 моль m = M ∙ ν M(CaCl2) = 40 + 71 = 111 г/моль m(CaCl2) = 111 г/моль ∙ 0,25 моль = 27,75 г ≈ 27,8 г
m(CaCl2) – ?	Ответ: m(CaCl2) = 27,8 г

Билет №9 (3)

Какой объём ацетилена необходимо сжечь для получения 24 л оксида углерода (IV)?

Дано:	Решение:
V(CO2) = 24 л	x л                       24 л 2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O     2V                        4V
V(C2H2) – ?	Ответ: V(C2H2) = 12 л

Билет №10 (3)

Осуществить превращения:

Гидроксид меди (II) → сульфат меди (II) → медь →

→ оксид меди (II) → нитрат меди (II)

CuO  CuSO4  Cu  CuO  Cu(NO3)2

1. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

CuO + 2H+ + SO42– → Cu2+ + SO42– + H2O

CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O

 +2  +6 –2          0           +2 +6 –2            0  

1. CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

     ок-ль                 в-ль

Cu2+ + 2e– → Cu0        | 1

Fe0 – 2e– → Fe2+        | 1

       0           0       t         +2  –2

1. 2Cu + O2 → 2CuO

  в-ль      ок-ль

Cu0 – 2e– → Cu+2        | 2

O20 + 4e– → 2O–2        | 1

1. CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O

CuO +2H+ + 2NO3– → Cu2+ + 2NO3– + H2O

CuO +2H+ → Cu2+ + H2O

Билет №11 (3)

Какой объём ацетилена можно получить из образца карбида кальция массой 100 г, если массовая доля примесей в нём 15%?

Дано:	Решение:
mобр(CaC2) = 100 г ωприм = 15%	85 г                          x г CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 1 моль                    1 моль   64 г                       22,4 л mприм = 0,15 ∙ 100 г = 15 г m(CaC2) = mобр – mприм = 100 г – 15 г = 85 г M(CaC2) = 40 + 24 = 64 г/моль m(CaC2) = 64 г/моль ∙ 1 моль = 64 г Vm = 22,4 л/моль V(C2H2) = Vm ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 1 моль = 22,4 л
V(C2H2) – ?	Ответ: V(C2H2) = 29,8 л

Билет №12 (3)

Осуществить превращения:

Железо → хлорид железа (II) → гидроксид железа (II) → сульфат железа (II) → хлорид железа (II)

Fe  FeCl2  Fe(OH)2  FeSO4  FeCl2

   0          +1   –1              +2  –1          0

1. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

в-ль        ок-ль

Fe0 – 2e– → Fe+2        | 1

2H+1 + 2e– → H20        | 1

1. FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCl

Fe2+ + 2Cl– + 2K+ + 2OH– → Fe(OH)2↓ + 2K+ + 2Cl–

Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2↓

1. Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ + SO42– → Fe2+ + SO42– + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ → Fe2+ + 2H2O

1. FeSO4 + BaCl2 → FeCl2 + BaSO4↓

Fe2+ + SO42– + Ba2+ + 2Cl– → Fe2+ + 2Cl– + BaSO4↓

SO42– + Ba2+ → BaSO4↓

Билет №13 (3)

Вычислите массу соли, образованной при взаимодействии уксусной кислоты массой 120 г и гидроксида натрия массой 60 г?

Дано:	Решение:
m(CH3COOH) = 120 г m(NaOH) = 60 г	1,5 моль                                  х моль CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O     1 моль            1 моль             1 моль = 2 моль в избытке M(CH3COOH) = 60 г/моль M(NaOH) = 40 г/моль = 1,5 моль в недостатке m = M ∙ ν M(CH3COONa) = 82 г/моль m(CH3COONa) = 82 г/моль ∙ 1,5 моль = 123 г
m(CH3COONa) – ?	Ответ: m(CH3COONa) = 123 г

Билет №14 (3)

Какой объём ацетилена можно получить из карбида кальция массой 38,4 г

Дано:	Решение:
m(CaC2) = 38,4 г	38,4 г                         x г CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 1 моль                     1 моль    64 г                       22,4 л m = M ∙ ν M(CaC2) = 40 + 24 = 64 г/моль m(CaC2) = 64 г/моль ∙ 1 моль = 64 г Vm = 22,4 л/моль V(C2H2) = Vm ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 1 моль = 22,4 л
V(C2H2) – ?	Ответ: V(C2H2) = 13,4 л

Билет №15 (3)

Какая масса раствора с массовой долей гидроксида натрия 4% расходуется на нейтрализацию соляной кислоты массой 73 г?

Дано:	Решение:
m (HCl) = 73 г ω(NaOH) = 4%	2 моль   x моль HCl + NaOH → NaCl + H2O 1 моль  1 моль m(NaOH) = M ∙ ν = 40 г/моль ∙ 2 моль = 80 г
mр-ра(NaOH) – ?	Ответ: mр-ра(NaOH) = 2000 г

Билет №16 (3)

Выведите молекулярную формулу вещества, содержащего 80% углерода и 20% водорода, если плотность по водороду равна 15.

Дано:	Решение:
DH2(CxHy) = 15 ω(C) = 80% ω(H) = 20%	M(H2) = 2 г/моль M(CxHy) = 2 г/моль ∙ 15 = 30 г/моль m(C) = 0,8 ∙ 30 г/моль = 24 г m(H) = 0,2 ∙ 30 г/моль = 6 г ν(C) : ν(H) =  = 2 : 6 ⇒ С2Н6 M(C2H6) = 24 + 6 = 30 г/моль
CxHy – ?	Ответ: С2Н6

Билет №17 (3)

Осуществить превращения:

Метан → хлорметан → этан → этилен → этанол

CH4  CH3Cl  C2H6  C2H4  C2H5OH

1. CH4 + Cl2  CH3Cl + HCl
2. 2CH3Cl + 2Na  CH3–CH3 + 2NaCl
3. CH3–CH3  CH2=CH2 + H2
4. CH2=CH2 + H2O  CH3–CH2OH

Билет №18 (3)

Осуществить превращения:

Этен → этан → хлорэтан → этанол → этен

CH2=CH2  CH3–CH3  CH3CH2Cl  CH3CH2OH  CH2=CH2

1. CH2=CH2 + H2  CH3–CH3
2. CH3–CH3 + Cl2  CH3CH2Cl + HCl
3. CH3CH2Cl + KOH(водный р-р) → CH3CH2OH + KCl
4. CH3CH2OH  CH2=CH2 + H2O

19. Оксид кальция, полученный при прокаливании 20г карбоната кальция, обработали водой. Вычислите массу полученного продукта.

Дано:                           20 г             t          X г

                                 CaCO3   →       CaO + CO2

m(CaCO3) = 20г        1 моль             1 моль

                                   100г                        56г

m(Ca(OH)2) — ?          

                                    x = 20 г * 56 г  = 11,2г

                                             100г

                                                      11,2г                                          Yг

                                                    CaO + H2O  →   Ca(OH)2

                                                    1 моль                                     1 моль  

                                   56г                                             84г

                                                      y = 11,2г * 84г = 16,8г

                                                                     56г

Ответ: m(Ca(OH)2) = 16,8 г

                                                      y = 11,2г * 84г = 16,8г

                                                                     56г

Ответ: m(Ca(OH)2) = 16,8 г

20. Относительная плотность паров органического соединения по водороду равна 71. При сжигании 2,84г этого вещества образуется 4,48л углекислого газа и 3,96г воды. Выведите молекулярную формулу этого соединения.

Дано:                                

DH2(CxHy)= 71                                                        

m(CxHy)=2,84г                                                  

m(СO2)=4,48 л                                            

m(H2O)=3,96 г

CxHy      —  ?

М(CxHy) = DH2(CxHy) * М(H2) = 71*2г/моль=142г/моль

                       Х2                    4,48л

               C             CO2                   x = 12г *  4,48л  = 2,4г                         

                        12г                   22,4л                               22,4л

                        Y2                   3,96г

              2Н            Н2О            y =  2г * 36г =0,44г

                     2г                      18г                                  18г

             х + у = m(С) + m(H) = 2,4г + 0,44г = 2,84г

         V(С) :V(H) =  2,4г   :   0,44г  = 0,2 : 0,44= 10 :22

                                12г/моль    1г/моль

  C10H22-простейшая формула

    М(C10H22)=120+22=142 г/моль

Ответ: C10H22

Билеты экзамена дисциплины Общая и неорганическая химия специальности Фармация

Билет № 1.

1. Предмет и задачи химии. Важность химии в работе с лекарственными средствами. «Индивидуальное вещество» и химические реактивы.

2. Оксиды, определение, общая формула, классификация, номенклатура.

3. Задача. Определить количество вещества и объем, который занимает углекислый газ массой 22 грамма.

Билет № 2.

1. Основные понятия химии – вещества, их физические свойства, химические явления; атом, молекула, химический элемент.

2. Оксиды, определение, общая формула, номенклатура, способы получения из простых и сложных веществ.

3. Задача. Определить количество вещества и массу воды, которая в газообразном состоянии занимает объем 36 литров.

Билет № 3.

1. Основные законы химии – закон постоянства состава вещества, закон сохранения массы веществ, закон Авогадро и следствия из него.

2. Оксиды, определение, общая формула, номенклатура, химические свойства.

3. Задача. Определите, какое количество вещества и какой объем занимают 6,4 граммов оксида серы (IV).

Билет № 4.

1. Периодический закон химических элементов Д. И. Менделеева – естественнонаучная классификация химических элементов: история создания, принципы положенные в основу, формулировка.

2. Гидроксиды, их классификация, общие формулы, определения, номенклатура.

3. Задача. Определите, какое количество вещества и какой объем занимают 5,6 граммов оксида углерода (II).

Билет № 5.

1. Периодическая система химических элементов – графическое выражение периодического закона: структура, физический смысл порядкового номера, номера периода и номера группы.

2. Основания, их классификация, основные способы получения и химические свойства.

3. Задача. Определите объем кислорода, необходимого для получения 20 граммов оксида меди (II) окислением меди.

Билет № 6.

1. Строение атома химического элемента– схема строения, электронная формула атома, электронографическая формула, состав ядра.

2. Кислоты, их классификация, способы получения и химические свойства.

3. Задача. Какой объем кислорода необходим для сгорания 18 граммов углерода с образованием углекислого газа?

Билет № 7.

1. Химическая связь между частицами вещества, механизм образования химической связи, типы химической связи.

2. Амфотерные гидроксиды, получение и химические свойства.

3. Задача. Какой объем водорода, можно получить при действии 6,5 граммов цинка на раствор серной кислоты?

Билет № 8.

1. Ковалентная химическая связь, её виды, схема образования, электронные и структурные формулы молекул.

2. Соли, определение, общая формула, классификация, номенклатура.

3. Задача. Какая масса кислорода необходима для сгорания 6 граммов углерода с образованием углекислого газа?

Билет № 9.

1. Ионная химическая связь, схема образования, электронные и структурные формулы молекул.

2. Соли, определение, общая формула, основные способы получения.

3. Задача. Определить количество вещества и объем водорода, полученного при взаимодействии 12 граммов магния с серной кислотой.

Билет № 10.

1. Металлическая и водородная химические связи.

2. Соли, определение, общая формула, номенклатура, химические свойства.

3. Задача. Рассчитайте массу поваренной соли и воды, необходимых для приготовления 200 граммов раствора с массовой долей соли 20%.

Билет № 11.

1. Типы кристаллических решеток неорганических веществ: атомная, ионная.

2. Генетическая связь между классами неорганических соединений (ряд превращений металлов или неметаллов).

3. Задача. Определить массу и количество вещества серной кислоты в растворе объемом 200 мл, плотностью 1,83 г/мл. с массовой долей серной кислоты в растворе 60%.

Билет № 12.

1. Типы кристаллических решеток неорганических веществ: молекулярная, металлическая.

2. Галогены – VII группа главная подгруппа (положение в ПСХЭ, особенности строения атомов, металлы или неметаллы, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить количество вещества и массу воды, которая образуется при взаимодействии 20 граммов гидроксида натрия с серной кислотой.

Билет № 13.

1. Комплексные соединения: структура молекул, номенклатура, классификация.

2. Соединения галогенов, их характер и свойства на примере хлора.

3. Задача. Определить массу и количество вещества соляной кислоты в растворе объемом 300 мл, плотностью 1,34 г/мл. с массовой долей соляной кислоты в растворе 30%.

Билет № 14.

1. Химические реакции, классификация химических реакций по числу и составу реагирующих и образующихся веществ.

2. Халькогены — VI группа главная подгруппа (положение в ПСХЭ, особенности строения атомов, металлы или неметаллы, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить количество вещества и массу воды, которая образуется при взаимодействии 5,6 граммов гидроксида калия с серной кислотой.

Билет № 15.

1. Классификация химических реакций по изменению степени окисления элементов и тепловому эффекту.

2. Соединения халькогенов, их характер и свойства на примере серы.

3. Задача. Определить массу и количество вещества сернистой кислоты в растворе объемом 400 мл, плотностью 1,53 г/мл. с массовой долей сернистой кислоты в растворе 20%.

Билет № 16.

1. Классификация химических реакций по обратимости, границе раздела между реагирующими веществами и присутствию катализатора.

2. Элементы V группы главной подгруппы (положение в ПСХЭ, особенности строения атомов, металлы или неметаллы, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить количество вещества и массу воды, которая образуется при взаимодействии 10 граммов гидроксида магния с серной кислотой.

Билет № 17.

1. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

2. Соединения элементов V группы главной подгруппы, их характер и свойства.

3. Задача. Определить количество вещества и объем водорода, полученного при взаимодействии 10 граммов цинка с соляной кислотой.

Билет № 18.

1. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия.

2. Элементы IV группы главной подгруппы (положение в ПСХЭ, особенности строения атомов, металлы или неметаллы, степени окисления).

3. Задача. Рассчитайте массу карбоната натрия и воды, необходимых для приготовления 500 граммов раствора с массовой долей соли 20%.

Билет № 19.

1. Электролитическая диссоциация, электролиты и неэлектролиты.

2. Соединения хрома, их характер и свойства.

3. Задача. Определить количество вещества и объем водорода, полученного при взаимодействии 10 граммов цинка с соляной кислотой.

Билет № 20.

1. Диссоциация оснований, кислот, солей в водных растворах.

2. Соединения элементов IV группы главной подгруппы, их характер и свойства на примере углерода.

3. Задача. Рассчитайте массу хлорида алюминия и воды, необходимых для приготовления 300 граммов раствора с массовой долей соли 40%.

Билет № 21.

1. Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца.

2. Элементы III группы главной подгруппы (положение в ПСХЭ, особенности строения атомов, металлы или неметаллы, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить массу и количество вещества нитрата калия в растворе объемом 250 мл, плотностью 1,4 г/мл., с массовой долей нитрата калия 70%.

Билет № 22.

1. Окислительно-восстановительные реакции, классификация, электронный баланс.

2. Соединения элементов III группы главной подгруппы, их характер и свойства на примере алюминия.

3. Задача. Определить количество вещества и массу воды, которая образуется при добавлении 5,6 граммов гидроксида кальция к бромоводородной кислоте

Билет № 23.

1. Гидролиз, типы солей, типы гидролиза. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой.

2. Элементы I группы главной подгруппы (положение в ПСХЭ, особенности строения атомов, металлы или неметаллы, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить количество вещества и объем водорода, полученного при взаимодействии 20 граммов железа с серной кислотой.

Билет № 24.

1. Обратимый гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

2. Соединения элементов I группы главной подгруппы, их характер и свойства на примере натрия.

3. Задача. Рассчитайте массу поваренной соли и воды, необходимых для приготовления 700 граммов раствора с массовой долей соли 5%.

Билет № 25.

1. Обратимый гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

2. Элементы II группы главной подгруппы (положение в ПСХЭ, особенности строения атомов, металлы или неметаллы, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить массу и количество вещества гидроксида кальция в растворе объемом 600 мл, плотностью 1,58 г/мл. с массовой долей гидроксида кальция в растворе 20%.

Билет № 26.

1. Обратимый гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

2. Соединения элементов II группы главной подгруппы, их характер и свойства на примере кальция.

3. Задача. Определить количество вещества и массу воды, которая образуется при взаимодействии 100 граммов гидроксида алюминия с серной кислотой.

Билет № 27.

1. Гидролиз, типы гидролиза, особенность необратимого гидролиза.

2. Элемент побочной подгруппы – железо (положение в ПСХЭ, особенности строения атома, металл или неметалл, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить количество вещества и объем водорода, полученного при взаимодействии 70 граммов цинка с азотной кислотой.

Билет № 28.

1. Электролиз, определение, классификация, схема электролиза расплавов.

2. Соединения железа, их характер и свойства.

3. Задача. Рассчитайте массу карбоната калия и воды, необходимых для приготовления 300 граммов раствора с массовой долей соли 25%.

Билет № 29.

1. Классификация неорганических веществ.

2. Элемент побочной подгруппы – хром (положение в ПСХЭ, особенности строения атома, металл или неметалл, степени окисления, с примерами соединений).

3. Задача. Определить количество вещества и объем водорода, полученного при взаимодействии 100 граммов никеля с соляной кислотой.

Билет № 30.

1. Основные способы получения соединений элемента подгруппы железа.

2. Генетическая связь между классами неорганических соединений на примере ряда металлов и неметаллов.

3. Задача. Определить массу и количество вещества серной кислоты в растворе объемом 200 мл, плотностью 1,2 г/мл, с массовой долей серной кислоты 90%.

Поделитесь с Вашими друзьями:

14 июля 2022

В закладки

Обсудить

Жалоба

Билеты для сдачи устного экзамена по химии

Вопросы для составления билетов по предмету Химия за 11 класс.

him11.docx
him11.pdf

1. Предмет науки химия. Методы, применяемые в химии. Химические и физические явления. Понятие химической реакции. Признаки химической реакции

2. Строение атома. Нейтроны, протоны, электроны. Развитие атомистического учения. Планетарная модель атома. Квантово-механическая теория строения атома

3. Электронное строение атома. Квантовые числа. Электронно-графическая формула.

4. Периодический закон. Строение периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

5. Химическая связь. Ионная связь. Металлическая связь. Ковалентная полярная и неполярная связи.

6. Типы кристаллических решеток.

7. Классификация химических реакций

8. Количество вещества. Молярная масса. Закон Авогадро. Молярный объем газов.

9. Концентрация. Массовая доля растворенного вещества в растворе.

10. Степень окисления. Определение степени окисления в готовой формуле. Окислительно-восстановительные реакции

11. Оксиды. Номенклатура, классификация. Химические свойства оксидов

12. Основания. Номенклатура, классификация. Химические свойства оснований.

13. Кислоты. Номенклатура, классификация. Химические свойства кислот

14. Соли. Номенклатура, классификации. Химические свойства солей

15. Генетическая связь между различными классами неорганических соединений

16. Чистые вещества и смеси. Физические методы в химии: способы разделения смесей.

17. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на химические реакции.

18. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.

19. Теория электролитической диссоциации. Электролиты и не электролиты.

20. Реакции ионного обмена.

21. Гидролиз солей.

22. Электролиз

23. Общая характеристика неметаллов

24. Летучие водородные соединения неметаллов. Оксиды и гидроксиды неметаллов.

25. Общая характеристика металлов

26. Металлы нахождение в природе. Способы получения металлов.

27. Щелочные металлы. Положение в ПСХЭ, строение атома, физические, химические свойства, нахождение в природе применение

28. Щелочно-земельные металлы. Положение в ПСХЭ, строение атома, физические, химические свойства, нахождение в природе применение

29. Алюминий. Положение в ПСХЭ, строение атома, физические, химические свойства, нахождение в природе применение

30. Железо. Положение в ПСХЭ, строение атома, физические, химические свойства, нахождение в природе применение.