Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины (модуля)

а) основная литература:

· Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. - изд. 28-е, перераб. и доп. - М.: Интеграл - Пресс, 2000. – 728 с.

· Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / Под ред. И.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. - М.: Интеграл -Пресс, 2001–240 с.

· Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и специальностей вузов. изд. испр. и доп. - М.: Высшая школа, 2000, 2007.

· Кругляков П.М., Хаскова Т.Н. Физическая и коллоидная химия: Учебное пособие для вузов - М.: Высшая школа, 2005. - 319 с.

б) дополнительная литература:

· Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов/Н. С. Ахметов. – М.: Высш. шк., 2002. – 743 с.

· Кругляков П.М., Хаскова Т.Н. Физическая и коллоидная химия: Учебное пособие для вузов - М.: Высшая школа, 2005. - 319 с.

· Артеменко А.И. Органическая химия. (Учебное пособие для нехимических спец.вузов.) Изд-во" Высшая школа" 2005

· Гельфман М. И, Ковалевич О. В, Юстратов В. П. Коллоидная химия: Учебник. 4-е изд. Изд-во " Лань" 2008

· Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высшая школа, 1976.

· Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие / Под ред. Н.В. Коровина - изд. 3-е, испр. - М.: Высшая школа, 2006. – 225 с.

· Ахметов Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии: Учебное пособие.- 4-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2002. – 368 с.

в) Интернет-ресурсы

· https://www.informika.su/text/database/chemy/Rus/in_.html

· https://www.maik.ru/cgi-bin/list.pl? page=nergkhim

· https://chemistry.narod.ru/himiya/default.html

· https://www.mmlab.ru/products/neorg/neorg.shtml

· https://www.chemistry.ssu.samara.ru/flash/link_f22.htm

· https://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/index.html

· https://sci.informika.ru/text/database/chemy/Rus/Data/Text/Ch1_6-4.html

· https://www.chem.msu.su/rus/teaching/thermo/

· https://www.himhelp.ru/section25/section17/section97/

· https://techemy.com/

· https://www.biblus.ru/Default.aspx? book=9999j0a6

· https://www.centrmag.ru/book2140624.html

Приложение 1

Образцы тестовых заданий по химии по теме «Основные классы неорганических соединений»

1. Соединение KOH относится к классу:

• кислот
• оснований
• гидроксидов

2. Указать тип солеобразующего оксида (подчеркиванием): кислотный _______

основной - - - - -

амфотерный ⁓ ⁓ ⁓

N₂O₃; ВаО; SO₂ ; Al₂O₃; NO

3. К классу солей относятся (подчеркнуть или обвести):

HClO₄; Cr(NO₃)₃ ; Br₂O₅; K₂Cr₂O₇; NO₂

1. Соединение H₃PO₄ относится к классу:

• кислот
• оснований
• гидроксидов

1. Указать тип солеобразующего оксида (подчеркиванием): кислотный _______

основной - - - - -

амфотерный ⁓ ⁓ ⁓

BeO; CaO; Cl₂O₇; SO₃; NO₂

1. К классу солей относятся (подчеркнуть или обвести):

NaCl; Mg(OH)₂; HBr; Cr₂O₃; KNO₂

1. Соединение Al(OH)₃ относится к классу:

• кислот
• оснований
• гидроксидов

1. Указать тип солеобразующего оксида (подчеркиванием): кислотный _______

основной - - - - -

амфотерный ⁓ ⁓ ⁓

MgO; SiO₂; Mn₂O₇; CO₂; K₂O

1. К классу солей относятся (подчеркнуть или обвести):

Ca(OH)₂; Mg(NO₃)₂; HCl; KMnO₄; P₂O₅

Образец тестового задания по химии по темам: «Основы химической термодинамики», «Кинетика. Химическое равновесие»

1. Если для реакции Δ _rH^o =41, 7 кДж/моль, а Δ S^o =11, 3 Дж/моль*К, то при стандартных условиях …

· реакция самопроизвольно будет протекать в обратном направлении

· реакция самопроизвольно будет протекать в прямом направлении

· система будет находиться в состоянии химического равновесия

2. Уравнение реакции, для которой энтропия увеличивается, имеет вид …

_· O₂ + 2H₂ → 2H₂O_(газ)

_· 2СН₄ → С₂H_2(газ)+ 3H₂

_· 2NO + О₂→ 2NО₂

_· С₂Н_2(газ) + 2H₂ → С₂H_6(газ)

3. Самопроизвольное протекание реакции 4HCl (г.) + O₂ (г.) → 2Cl₂ (г.) + 2 H₂O(ж.); Δ _rH^o < 0 …

• возможно при любых температурах
• возможно при достаточно низких температурах
• невозможно
• возможно при достаточно высоких температурах

4. Температурный коэффициент реакции, скорость которой увеличилась в 64 раза при повышении температуры на 60⁰, равен…

• 2
• 3
• 4
• 2, 5

5. Если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза, то скорость реакции 2А + В → А₂В (система гомогенная)...

• возрастет в 4 раза
• возрастет в 2 раза
• уменьшится в 2 раза
• не изменится

6. Сместить равновесие в системе H_2(г) + Cl_2(г) ↔ 2HCl_(г) ; ∆ H_r< 0 можно изменив …

• объем реакционного сосуда
• температуру
• давление
• концентрацию катализатора

Образец тестового задания по химии по темам: «Растворы», «Электрохимия»

1. Нормальность раствора Pb(NO3)2с молярной концентрацией 2, 5 моль/л равна ___ моль/л эквив-тов (г-экв/л)

• 2, 5
• 1, 25
• 5

1. Масса кристаллогидрата CuSO4∙ 5Н2О, необходимая для приготовления 1000 граммов раствора с массовой долей безводной соли 8 %, равна …

• 80 г
• 160 г
• 125 г
• 250 г

1. В растворе сульфата меди(II) объемом 0, 5 л и концентрацией 0, 5 моль/л содержится ___ г растворенного вещества.

• 40
• 160
• 80
• 20

1. В 1 л раствора NaOH, имеющего рН 13, при 100% диссоциации содержится ____моль гидроксида.

• 0, 13
• 0, 2
• 1, 0
• 0, 1

1. Раствор Na2СО3в воде имеет значение рН...

• ≤ 7
• > 7
• < 7
• = 7

1. Вещество, у которого отсутствует значение произведения растворимости, имеет формулу...

• AgCl
• Ag2SO4
• Ag3PO4
• AgNO3

1. В гальваническом элементе свинцовый электрод будет служить анодом в паре с _____ электродом. (Все растворы электролитов одномолярные.)

• никелевым
• цинковым
• медным

1. При электролизе раствора нитрата меди (II) с инертным анодом на катоде выделяется…

• медь
• кислород
• водород

1. При электролизе раствора хлорида алюминия алюминий …

• выделяется на катоде
• выделяется на инертном аноде
• остается в растворе

Приложение 2

Образцы индивидуальных заданий по химии

Образец 1. тема: Кинетика. Химическое равновесие.

Задание 1. данные эксперимента

Используя данные эксперимента, выполнить следующее:

· Вычислить три значения температурного коэффициента реакции

(используя 3 пары значений T u V)

· Вычислить γ средн.

· Вычислить скорость данной реакции при t = 80º С, используя для расчета γ средн.

Задание 2.

Записать химическое уравнение гетерогенной реакции: мел + соляная к-та (обратимая или необратимая?) и математическое выражение скорости данной реакции.

Задание 3.

Закончить уравнение реакции; уравнять:

FeCl₃ + KCNS ↔...

Написать математическое выражение константы равновесия данной системы. Ответить на вопрос: куда сместится хим. равновесие:

· при увеличении концентрации FeCl₃?

· при увеличении концентрации одного из продуктов реакции?

Образец 2. тема: Концентрация растворов.

Задание 1

Рассчитать, какой объём концентрированного раствора соляной кислоты (плотность концентрированного раствора HCl (ρ) = 1, 180 г/мл) необходимо взять для приготовления 70г 25 %-ного раствора HCl. Какой объём воды необходимо добавить? Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора кислоты.

Задание 2

Рассчитать, какой объём концентрированного раствора щелочи (плотность концентрированного раствора NaOH (ρ) = 1, 330 г/мл) необходимо взять для приготовления 200 мл 0, 25н. раствора щелочи. Вычислить процентную концентрацию полученного раствора щелочи.

Задание 3

Рассчитать массу кристаллогидрата ZnSO₄·7 Н₂О_, необходимую для приготовления 500 г 2, 5%-го раствора соли ( концентрация раствора рассчитана по безводной соли). Какой объём воды необходимо добавить?

Образец 3. тема: Ионные реакции. Гидролиз солей.

Задание 1

Как изменится растворимость Ag₂SO₄ в растворе сульфата натрия по сравнению с растворимостью данной соли в воде? Объяснить.

Задание 2

Какова будет среда растворов следующих солей (кислотная, основная, нейтральная?)

Bi(NO₃)₃; BaCl₂; Na₂CO₃; (NH₄)₂SiO₃; NaNO₂

Написать уравнения реакций гидролиза (ионно-молекулярная форма), если таковой протекает.

Задание 3

С помощью каких реакций можно доказать, что гидроксид цинка является амфотерным соединением? Написать уравнения реакций (ионно-молекулярная форма).

Образец 4. тема: ОВР

1. Определить степени окисления элементов в частице:

ClO₄ ^-; Cr(NO₃)₃; O₂

2. Определить тип ОВР, уравнять м-дом электронного баланса:

NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃

3. Закончить, уравнять м-дом электронного баланса:

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ =

Образцы экзаменационных задач и задач для самостоятельных работ

Образец 1. тема: Расчеты на основе стехиометрических и газовых законов.

• Для растворения 16, 8 г металла потребовалось 14, 7 г серной кислоты. Определить молярную массу эквивалента металла и объем выделившегося водорода в литрах (н.у.).
• В какой массе нитрата калия содержится столько же молекул, сколько в 28 г гидроксида калия?
• Какое количество вещества соответствует 4, 5 л воды? Каков будет объем водяного пара полученного из этого количества воды (н.у.)?
• Определить количество гидрофосфата кальция (в молях и в г-эквивалентах), образующегося при взаимодействии гидроксида кальция с 3, 92 г ортофосфорной кислоты.
• Найти количество кислорода (в молях и в г-эквивалентах) в одном литре воздуха, если объемное содержание кислорода в воздухе = 21% (н.у.)?
• Из каких объёмов водорода и кислорода (н.у.) получится вода количеством вещества 0, 4 г-эквивалента? Вычислить молярную массу эквивалента воды, как оксида.
• Вычислить молярную массу эквивалента ортофосфорной кислоты в реакции образования: а) фосфата натрия, б) гидрофосфата натрия, в) дигидрофосфата натрия
• Газообразное соединение азота с водородом содержит 12, 5% (масс.) водорода. Плотность по водороду =16. Найти истинную молекулярную формулу соединения.
• Определить % содержание примесей в техническом сернистом железе, если при взаимодействии 5 г FeS (тех.) с кислотой выделилось 1, 12 л сероводорода (н.у.).
• При полном сгорании 1, 1 г органического соединения образовалось 2, 2 г СО₂ и 0, 9 г Н₂О. Найти простейшую формулу соединения.
• Определить плотность по водороду газовой смеси, состоящей из 56 л аргона и 28 л азота.
• В состав вещества входят 93, 75% углерода и 6, 25% водорода. Молярная масса его равна 128 г/моль. Вывести истинную молекулярную формулу этого вещества.
• Простейшая формула соединения С₂Н₄О. Найти истинную молекулярную формулу вещества, если 0, 7 л его паров, приведенных к н.у., имеют массу 2, 75г.
• Пользуясь процентным составом соединения по массе найти его простейшую формулу: ω (Н) = 13, 05%; ω (О) = 34, 78%; ω (С) = 52, 17%.
• Вычислить массовую долю (%) каждого из элементов в цианиде кальция.
• Какое количество карбоната кальция необходимо, чтобы наполнить полученным при его разложении углекислым газом баллон емкостью 40л при t = 15°С и р = 10 атм.?
• Какой объем займут при нормальных условиях 120 мл азота, собранного над водой при t =20° С и р=100 кПа? Давление насыщенного пара воды при этой температуре равно 2, 3 кПа.
• Определить массу сернистого железа, если при взаимодействии FeS с кислотой выделилось 0, 8 л сероводорода при t = 39° С и р = 1, 6 атм.
• Смешивают 2 литра О₂ и 4 литра SO₂, взятых при одинаковом давлении равном 750 мм рт. ст. Объем смеси равен 6 л. Определить парциальное давление газов в смеси.
• Сколько молекул содержится в одном мл газа при температуре 250 К и давлении равном 19 мм рт. ст.
• Найти объем водяного пара, образованного из 4, 5 л воды, при t⁰=105°С и р = 1 атм.?

Образец 2. тема: Способы выражения концентрации растворов

• Какой объем (мл) 0, 4н. HCl следует добавить к раствору AgNO₃ для получения 0, 2868г хлорида серебра?
• Раствор содержит 1/20 моля KMnO₄ в 200г воды. Вычислить процентное (массовые %) содержание перманганата калия.
• В 0, 5л воды растворили 159, 5г CuSO₄ . Вычислить молярную и нормальную концентрацию полученного раствора.
• Раствор содержит 100г FeSO₄∙ 7Н₂О в 900г воды? Какова процентная (массовые %) концентрация раствора кристаллогидрата по безводной соли?
• Определить молярную концентрацию раствора, полученного при смешивании 200 мл 8М и 300 мл 4н. растворов Н₂SO_4.
• Вычислить процентное (массовые %) содержание по безводной соли для раствора, содержащего 13, 5г Na₂CO₃∙ 10Н₂О в 120г воды.
• Вычислить молярную и нормальную концентрацию 10, 6 %-го раствора Na₂CO₃, считая плотность раствора соли равной единице.
• Смешали 250 мл 4н. NaОН и 150 мл 6н. NaОН. Вычислить нормальность полученного раствора.
• В каком объеме воды (мл) надо растворить 143г Na₂CO₃∙ 10Н₂О, чтобы получить раствор, содержащий 10% безводной соли (по массе).

Образец 3. тема: Кинетика. Химическое равновесие.

• Определить равновесную концентрацию йода в системе 2HI ↔ Н₂ + I₂, если исходная концентрация HI составляла 0, 05 моль/л, а константа равновесия равнялась 0, 01.
• Вычислить процент разложения молекулярного хлора на атомы, если константа равновесия составляет 4, 2 ∙ 10^-4, а исходная концентрация хлора была равна 0, 04 моль/л.
• Взяли по 2 моля СО и Cl₂. Из них к моменту равновесия образовалось (при некоторой температуре) 0, 45 моля СОCl₂. Вычислить К _равн. системы: СО + Cl₂ ↔ СОCl_2.
• Исходные концентрации СО и паров воды равны и составляют 0, 03 моль/л. Вычислить константу равновесия системы СО + Н₂О ↔ СО₂ +Н₂, а также равновесные концентрации СО, Н₂О и Н₂ в системе, если [СО₂]_равн. = 0, 01 моль/л.
• К _равн. системы Н₂ + I₂ ↔ 2HI при некоторой температуре равна 36, а начальные концентрации Н₂ и I₂ составляли по 0, 02моль/л. Вычислить равновесные концентрации I_2, Н₂ и HI.
• В каком направлении произойдёт смещение равновесия при возрастании давления в системах:

а) 2 NO(г) + O₂(г) ↔ 2NO₂(г)

б) 4 HCl(г) + O₂(г) ↔ 2 Н₂О(ж) + 2 Cl₂(г)

в) Н₂(г) + S(тв.) ↔ Н₂S(г)

• Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования диоксида азота по реакции 2NO₂ + O₂ ↔ 2NO₂ возросла в 125 раз?
• При увеличении температуры на 50 градусов скорость реакции возрастает в 1200 раз. Вычислить температурный коэффициент реакции.

Образец 4. тема: Электролитическая диссоциация. рН. ПР.

• Сколько граммов HNO₃ находится в состоянии полной диссоциации в 10 литрах раствора, рН которого равен 1?
• Произведение растворимости AgI составляет 1, 5 ∙ 10^-16. Вычислить растворимость AgI в моль/л и в г/л.
• Вычислить рН 0, 6 %-го раствора уксусной кислоты, если К_дисс. = 1, 8 ∙ 10^-5 . Плотность раствора принять равной единице.
• Константа диссоциации азотистой кислоты составляет 5∙ 10^-4 . Вычислить рН 0, 025М раствора кислоты.
• Вычислить рН 0, 01н. раствора КОН (КОН - в состоянии полной диссоциации).

Образец 5. тема: Основы химической термодинамики

· Определить направление возможного самопроизвольного протекания процесса в данных условиях:

NO+ ½ O₂ ↔ NO₂ при t⁰ = 200 ⁰С

· Определить принципиальную возможность самопроизвольного протекания процесса в прямом направлении при нормальных условиях:

NН₃ + 2, 5 O₂ → 2 NO + 3 Н₂О(ж)

Приложение 3

Вопросы к семестровому экзамену по дисциплине «Химия»

1. Основные стехиометрические законы и их применение.

2. Строение атомов. Квантовые числа.

3. Принцип Паули. Его применение.

4. Правило Клечковского. Его применение.

5. Правило Хунда.

6. Электронные и электронные графические формулы элементов (на примере хлора и марганца).

7. Периодический закон и система элементов Д.И. Менделеева. Структура периодической системы.

8. Положение металлов и неметаллов в периодической системе элементов.

9. Электроотрицательность как характеристика свойств элемента.

10. Химическая связь. Механизмы валентной связи.

11. Химическая связь. Характеристики связи.

12. Химическая связь. Возбуждение и гибридизация электронных орбиталей.

13. Полярные и неполярные молекулы. Связь полярности со строением молекул.

14. Метод молекулярных орбиталей. Его применение.

15. Водородная связь. Ее особенности. Комплексные соединения.

16. Основы термодинамики химических реакций. Термодинамические функции.

17. Расчет тепловых эффектов химических реакций.

18. Термодинамический метод определения возможности протекания химических реакций.

19. Кинетика химических реакций. Понятие скорости реакции. Факторы влияющие на скорость реакции.

20. Влияние температуры на скорость реакции. Теория активных столкновений. Правило Вант - Гоффа. Уравнение Аррениуса.

21. Влияние катализаторов на скорость реакции. Виды катализа.

22. Химическое равновесие. Закон действующих масс для равновесия.

23. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Примеры его действия.

24. Растворы. Их классификация.

25. Растворы. Методы выражения их концентрации.

26. Коллигативные свойства идеальных растворов. Осмос. Закон Вант - Гоффа.

27. Закон Рауля и его следствия. Кипение и кристаллизация растворов.

28. Растворы электролитов. Диссоциация электролитов. Степень диссоциации.

29. Факторы влияющие на величину степени диссоциации электролитов.

30. Сильные и слабые электролиты (привести примеры).

31. Типы ионных реакций в растворах (привести примеры).

32. Равновесие в растворах электролитов. Понятие активности.

33. Равновесие в растворах слабых электролитов. Ступенчатая диссоциация.

34. Диссоциация воды. Понятие кислотности и щелочности растворов.

35. Водородный показатель растворов. Методы его измерения.

36. Гидролиз солей. Его особенности. Количественные показатели гидролиза.

37. Гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты (на примере карбоната натрия).

38. Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты (на примере сульфата цинка).

39. Взаимный гидролиз (на примере цианида аммония).

40. Комплексные соединения. Их особенности, структура и классификация.

41. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа неустойчивости.

42. Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Метод электронного баланса.

43. Типы окислительно-восстановительных реакций (привести примеры).

44. Типичные окислители (привести примеры).

45. Типичные восстановители (привести примеры).

46. Окислительно-восстановительная амфотерность.

47. Галогены. Строение атомов, природные соединения, получение, физические свойства. Применение галогенов и их соединений.

48. Галогены. Их химические свойства.

49. Водородные соединения галогенов. Их химические свойства.

50. Кислородные соединения галогенов. Их химические свойства.

51. Подгруппа азота. Строение атомов. Обзор химических свойств.

52. Азот. Его химические свойства.

53. Водородные соединения азота. Их химические свойства.

54. Кислородные соединения азота. Их химические свойства.

55. Металлы. Положение в периодической системе. Распространение в природе. Методы получения металлов из руд.

56. Электрохимические свойства металлов. Ряд активности металлов.

57. Гальванические элементы. Принцип их действия (на примере элемента Якоби - Даниэля).

58. Электродный потенциал металла. Его сущность. Уравнение Нернста.

59. Кислотные и щелочные аккумуляторы. Принцип их действия.

60. Процессы электролиза. Их особенности. Порядок восстановления катионов и окисления анионов.

61. Примеры процессов электролиза.

62. Количественные показатели процесса электролиза. Законы Фарадея.

63. Коррозия металлов. Ее разновидности.

64. Методы защиты металлов от коррозии.

65. Обзор методов химического анализа. Весовой и объемный методы анализа.

66. Физико-химические методы анализа.