2015-10-16
623
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) Na2Cr2O7; 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→ SO42-; S→ S2-; Sn→ Sn4+; K→K+; Br→ 2Br-; 2H2+→H; V+2→VO3-; Cl-→ClO3-; IO3-→I2; MnO4-→MnO42-
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 AsO3 + 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.
