Кафедра земледелия, общей и агрономической химии

 

Направление подготовки 21.03.02 Землеустройство и кадастры

Дисциплина «Химия»

 

Перечень вопросов к контрольной работе по модулю 1 «Основные теоретические положения общей химии»

1. Место химии среди естественных научных дисциплин. Предмет и задачи общей химии. Исторические этапы развития химии.

2. Основные понятия атомно-молекулярного учения: Атом и атомные частицы (атомный ион, атомный радикал, атомный ион-радикал).

3. Молекула и молекулярные частицы (молекулярный ион, молекулярный радикал, молекулярный ион-радикал).

4. Закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава химических соединений. Закон эквивалентов. Закон Авогадро и 2 следствия из него.

5. Современные представления о строении атома. Строение и размеры ядра, электрона. Волновая природа электрона. Квантовые числа.

6. Понятие об атомной орбитали, энергетические уровни и подуровни атома, их ёмкость. Принципы заполнения атомных орбиталей электронами. Электронные и электронно-графические формулы.

7. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева, ее структура. Группы, подгруппы, периоды, семейства s-, p-, d-, f-элементов.

8. Современная формулировка периодического закона. Основные закономерности периодической системы. Металлические и неметаллические, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства элементов.

9. Радиусы атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и закономерности их изменения в периодической системе.

10. Современные представления о природе химического связи. Основные типы и характеристики химической связи.

11. Ковалентная связь. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

12. Метод валентных связей. Свойства ковалентной связи: насыщенность, кратность, направленность в пространстве, полярность.

13. Ионная связь. Природа ионной связи. Степень ионности связи. Различия ионной и ковалентной связей.

14. Водородная связь. Механизм его образования и особенности. Роль водородной связи в природе.

15. Строение молекул. Межмолекулярное взаимодействие (Ван-дер-Ваальса силы). Химическая связь и свойства соединений.

16. Общие представления о дисперсных системах. Понятие о растворах, их роль в системе питания растений и животных. Физико-химическая природа растворов. Гидратация ионов.

17. Растворимость веществ, коэффициент растворимости. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная концентрация, нормальная (эквивалентная) концентрация.

18. Понятие о растворах электролитов и неэлектролитов и их свойства. Основные положения теории электролитической диссоциации. Механизм электролитической диссоциации.

19. Количественные характеристики процесса диссоциации: степень и константа электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

20. Амфотерные электролиты. Реакции в растворах электролитов. Ионные уравнения реакций.

21. Вода как слабый электролит. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). Способы измерения рН. Общие сведения об индикаторах. Характеристика среды растворов с помощью рН.

22. Суть и причины гидролиза солей. Гидролиз солей по катиону, гидролиз по аниону.

23. Суть и причины гидролиза солей. Гидролиз солей по катиону и по аниону. Когда гидролиз не протекает. Понятие о явлении полного гидролиза.

24. Константа и степень гидролиза солей. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия процессов гидролиза. Влияние процессов гидролиза на реакцию среды почвенного раствора. Понятие о химической мелиорации почв.

25. Общие понятия об окислительно-восстановительных процессах. Важнейшие окислительно-восстановительные процессы, происходящие в растениях, почвах, природных водах. Степень окисления элементов в соединениях, правила степени окисления.

26. Типовые окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса и электронно-ионным методом (полуреакций).

27. Классификация окислительно-восстановительных реакций (межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования). Окислительно-восстановитель-ные процессы в природе, почвах.

28. Координационная теория Вернера. Типичные комплексообразователи, лиганды, координационные числа.

29. Классификация и номенклатура координационных соединений. Химические свойства координационных соединений.

30. Координационные соединения в растворах. Диссоциация координационных соединений. Константа устойчивости комплексных ионов.

 

Перечень вопросов к контрольной работе по модулю 2 «Основы химии биогенных элементов»

1. Общая характеристика элементов 5А группы.

2. Распространение и роль азота и фосфора в природе и атмосфере.

3. Электронное строение атома азота и химические свойства азота. Аммиак, ион аммония, соли аммония. Понятие об аммонийных удобрениях.

4. Кислородные соединения азота: оксиды азота, азотистая кислота, азотная кислота и соли. Понятие о нитратных удобрениях.

5. Электронное строение атома фосфора и его свойства. Кислородные соединения фосфора, оксид фосфора (V), ортофосфорная кислота и ее соли. Полифосфорные кислоты. Понятие о формах и содержании фосфора в почве, фосфорных удобрениях.

6. Общая характеристика элементов 4А группы, их физические свойства.

7. Электронное строение атома углерода (С), оксиды углерода (II) и (IV), угольная кислота. Карбонаты и гидрокарбонаты, их растворимость в воде.

8. Электронное строение атома кремния (Si). Кислородные соединения кремния, оксид кремния (IV), метакремниевая кислота, силикаты, их растворимость в воде, понятие об алюмосиликатах. Общие понятия о минеральных коллоидах почвы, строение минеральной мицеллы.

9. Алюминий, электронное строение атома алюминия. Распространенность алюминия в природе и агросфере, его роль в почвах.

10. Кислородные соединения алюминия, амфотерность оксида и гидроксида алюминия.

11. Общая характеристика элементов 2А группы, распространенность в природе магния и кальция.

12. Электронное строение атомов магния и кальция, кислородные соединения, соли, их растворимость в воде. Роль магния и кальция в почвах. Понятие об известковании и гипсовании почв.

13. Распространенность и роль элементов 1А группы. Строение атомов натрия и калия. Соли калия и натрия. Понятие о формах и содержании калия в почвах, калийных удобрениях.

14. Общая характеристика d-элементов, характерные черты химических свойств d-элементов.

15. Понятие о роли d-элементов как микроэлементов в жизни растений: меди, цинка, молибдена, марганца, железа, кобальта, никеля. Понятие о тяжелых металлах в растениях и почвах.

16. Предмет органической химии, теория химического строения органических соединений А.М. Бутлерова, формулы органических соединений (эмпирические, электронные, структурные).

17. Изомерия органических соединений.

18. Электронная природа химических связей в соединениях органических веществ, гибридизация электронных орбиталей атома углерода.

19. Понятие о функциональной группе атомов в органических соединениях, классификация органических соединений, их номенклатура.

20. Ароматические углеводороды (арены), бензол, его гомологи. Общие сведения о фенолах и ароматических спиртах.

21. Понятие об карбоновых кислотах, строение карбоксильной группы, физические и химические свойства карбоновых кислот.

22. Понятие об аминокислотах, их химические свойства, пептидная связь и полипептиды.

23. Общие понятия об органических и органоминеральных коллоидах почвы, строение органической мицеллы.

24. Понятие об органическом веществе почвы (гумусе), гуминовых кислотах, фульвокислотах, гуминах. Почвенно-поглощающий комплекс (ППК) и его значение для плодородия почвы и применения удобрений.

Типовые задачи по курсу «Химия»

1. Одно и то же количество металла соединяется с 0,200г кислорода и с 3,17г одного из галогенов. Определить эквивалентную массу галогена.

2. При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью образовалась соль Nа₂НРО₄. Найти для этого случая значение эквивалентной массы ортофосфорной кислоты.

3. На сколько градусов надо нагреть газ, находящийся в закрытом сосуде при 0 ⁰С, чтобы давление его увеличилось вдвое?

4. Сколько молекул диоксида углерода находится в 1л воздуха, если объемное содержание СО₂ составляет 0,03% (условия нормальные)?

5. Вычислить массу 1м³ воздуха при 17⁰С и давлении 83,2 кПа (624 мм рт. ст.).

6. Вычислить массу азота, содержащегося в 1кг: а) калийной селитры КNО₃; б) аммиачной селитры NН₄NО₃; в) аммофоса (NН₄)₂НРО₄.

7. Карбонат кальция разлагается при нагревании на СаО и СО₂. Какая масса природного известняка, содержащего 90% (масс.) СаСО₃, потребуется для получения 7,0 т негашеной извести?

8. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Zn → K₂ZnO₂; S → H₂SO₃

NH₃ → HNO₃; Cu → CuS

9. Можно ли осуществлять в растворах указанные ниже реакции:

СuSO₄+ BaCl₂ → BaSO₄+ CuCl₂

FeS + K₂SO₄ → FeSO₄+ K₂S

AgCl +КNO₃ → AgNO₃+ KCl

10. Назвать соли: а) Zn(NO₃)₂; б) NaH₂SbO₄; в) К₂Н₂Р₂О₇; г) А1(ОН)₂NО₃; д) СаСrО₄; е) К₃АsО₄; ж) Na₂C_r2O₇; з) Ва(НSO₃)₂; и) Сr(OH)SO₄; к) (СиОН)₂СО₃; л) NaHS.

11. Массовое число атома некоторого элемента равно 181, в электронной оболочке атома содержится 73 электрона. Указать число протонов и нейтронов в ядре атома и название элемента.

12. В природных соединениях хлор находится в виде изотопов ³⁵С1 [75,5 % (масс.)] и ³⁷С1 [24,5% (масс.)]. Вычислить среднюю атомную массу природного хлора.

13.Указать тип химической связи в молекулах Н₂, С1₂, НС1. Привести схему перекрывания электронных облаков.

14.Как изменяется прочность связи в ряду:HF – HCl – HBr – HI? Указать причины этих изменений.

15. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В→А₂В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?

16. В каком направлении сместятся равновесия:

2СО(г.) + О₂(г.) ↔ 2С₂О(г.); ∆Н⁰ = - 566 кДж

N₂(г.) + О₂(г.) ↔2NО(г.); ∆Н⁰ = 180 кДж

а) при понижении температуры; б) при повышении давления?

17. Как повлияет равновесие следующих реакций

2Н₂(г.) + О₂(г.) ↔ 2Н₂О(г.); ∆Н⁰ = - 483,6 кДж

СаСО₃(тв.) ↔ СаО(тв.) + СО₂(г.); ∆Н⁰ = 179 кДж

а) повышение давления; б) повышение температуры?

18. Из 400 г 20%-ного (по массе) раствора при охлаждении выделилось 50 г растворенного вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в оставшемся растворе?

19. Найти массовую долю азотной кислоты в растворе, в 1 л которого содержится 224 г НNО₃ (ρ= 1,12 г/мл).

20.Найти молярную концентрацию 36,2%-ного (по массе) раствора НС1, плотность которого 1,18 г/мл.

21. Найти степень диссоциации хлорноватистой кислоты НОС1 в 0,2 н. растворе.

22. Найти молярную концентрацию ионов ОН^- в водных растворах, в которых концентрация ионов водорода (в моль/л) равна: а) 10^-3; б) 6,5*10^-8;

в)1,4*10^-12.

23. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов: а)Pb(NO₃)₂ + KI; б) NiCl + H₂S; в) K₂CO₃ + HCl; г) CuSO₄ + NaOH; д) CaCO₃ + HCl; е)Na₂SO₃ + H₂SO₄; ж)AlBr₃ + AgNO₃.

24. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций нейтрализации: а) НС1 + Ва(ОН)₂; б) HF + KOH; в) Fe(OH)₃ + HNO₃; г) CH₃COOH + NH₄OH; д) HNO₂ + NH₄OH; e) H₂S + NH₄OH. Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие – необратимо.

25. Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO₃, KOCl, NaNO₂, NH₄CH₃COO, CaCl₂, NaClO₄, KHCOO, KBr? Для каждой из гидролизующихся солей написать уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме и указать реакцию ее водного раствора.

26. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: ZnBr₂, K₂S, Fe₂(SO₄)₃, MgSO₄, Cr(NO₃)₃, K₂CO₃, Na₃PO₄, CuCl₂. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и в ионной форме уравнения гидролиза по каждой из ступени, указать реакцию водного раствора соли.

27. Раствор NaH₂PO₄ имеет слабокислую, а раствор N₃PO₄-сильнощелочную реакцию. Объяснить эти факты и мотивировать их соответствующими ионно-молекулярными уравнениями.

28. Указать, какие из приведенных процессов представляют собой окисление и какие - восстановление: S→ SO₄^2-; S→ S^2-; Sn→ Sn⁴⁺; K→K⁺; Br→ 2Br^-; 2H₂⁺→H; V⁺²→VO₃^-; Cl^-→ClO₃^-; IO₃^-→I₂; MnO₄^-→MnO₄^2-

29. Какие из следующих реакций относятся к окислительно-восстановительным?

а) Н₂ + Br₂ = 2HBr г) 2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂ O₇ + K₂SO₄ + H₂O

б) NH₄Cl = NH₃ + HCl д) H₃BO₃ + 4HF = HBF₄ + 3H₂O

в) NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O е) Fe + S = FeS

30. Для следующих реакций указать, какие вещества и за счет каких именно элементов играют роль окислителей и какие-восстановителей:

а) SO₂ + Br₂ + 2H₂O = 2HBr + H₂SO₄

б) Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂

в) Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

г) 3I₂ + 6KOH = KIO₃ + 5KI + 3H₂O

31. Закончить уравнения реакций, написать уравнения в ионно-молекулярной форме:

а) K₂S + K₂MnO₄ + H₂O→S +

б) NO₂ + KМnO₄ + H₂O→ NO₃ +

в) KI + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄→I₂ +

г) Ni(OH)₂ + NaClO + H₂O →Ni(OH)₃ +

д) Zn + H₃ A_sO₃ + H₂SO₄ →AsH₃ +

32. Вычислить эквивалентную массу H₂SO₄ в следующих реакциях:

а) Zn + H₂SO₄(разб.) = ZnSO₄ + H₂

б) 2HBr + H₂SO₄(конц.) = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

в) 8HI + H₂SO₄(конц.) = 2I₂ + H₂S + 4H₂O

33. Написать в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения обменных реакций, происходящих между: а) K₄[Fe(CN)₆] и CuSO₄; б) Na₃[Co(CN)₆] и FeSO₄; в) K₃[Fe(CN)₆] и AgNO₃, имея в виду, что образующиеся комплексные соли не растворимы в воде.

34. Написать заряды комплексных частиц и указать среди них катионы, анионы и неэлектролиты: [Co(NH₃)₅Cl], [Cr(NH₃)₄PO₄], [Ag(NH₃)₂], [Cr(OH)₆], [Co(NH₃)₃(NO₂)₃], [Cu(H₂O)₄].

35. Определить степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных ионах: [Fe(CN)₆]^4-, [Ni(NH₃)₅Cl]⁺, [Co(NH₃)₃(NO₂)₅]^-, [Cr(H₂O)₄Br₂]⁺, [AuCl₄]^-, [Hg(CN)₄]^2-, [Cd(CN)₄]^2-.

36. Назвать комплексные соли:

[Pd(H₂O)(NH₃)₂Cl]Cl, [Cu(NH₃)₄](NO₃)₂, [Co(H₂O)(NH₃)₄CN]Br₂, [Co(NH₃)₅SO₄]BO₃, [Pd(NH₃)₃Cl]Cl, K₄[Fe(CN)₆], (NH₄)₃[RhCl₆], Na[Pdl₄], K₂[Co(NH₃)₂(NO₂)₄], K₂[Pt(OH)₅Cl], K₂[Cu(CN)₄].

37. Написать координационные формулы следующих комплексных соединений: а)дицианоаргентат калия; б) гексанитрокобальтат (III) калия; в) хлорид гексаамминникеля (II); г) гексацианохромат (III) натрия; д) бромид гексаамминкобальта (III); е) сульфат тетраамминкарбонатохрома (III); ж) нитрат диакватетраамминникеля (11); з) трифторогидроксобериллат магния.

38. Как изменяются в ряду НОС1 – НС1О₂ – НС1О₃ – НС1О₄: а) устойчивость; б) окислительные свойства; в) кислотные свойства?

39. Написать уравнения реакций термического разложения следующих солей: (NH₄)₂CO₃; NH₄NO₃; (NH₄)₂SO₄; NH₄C1; (NH₄)₂HPO₄; (NH₄)H₂PO₄; (NH₄)₂Cr₂O₇; NH₄NO₂.

40. Присутствие, каких солей в природной воде обусловливает ее жесткость? Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде: а) Na₂CO₃;

б) NaOH; в) Ca(OH)₂? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости.

 

Перечень ресурсов информационно-телекоммуникационной сети «Интернет» (далее - сеть «Интернет»), необходимых для освоения дисциплины (модуля)

http://www.wpi.edu/Academics/Depts/Chemistry/Courses/General/

http://www.wpi.edu/Academics/Depts/Chemistry/Courses/General/kinfephtim.html

http://wps.pearsoned.co.uk/ema_uk_he_housecroft_inorgchem_2/

http://www.usd.edu/~gsereda/computer.html

http://www.jce.divched.org/CERS/

http://www.uni-regensburg.de/Fakultaeten/nat_Fak_IV/Organische _Chemie/Didaktik/Keusch/link.htm

http://www.rsc.org/Membership/Networking/InterestGroups/EducationalTechniques/ChemistryCassettes/index.asp