Задания к контрольной работе по курсу «ХИМИЯ»

Контрольная работа включает в себя выполнение 10-ти задач по приведенным ниже темам. Задания указаны в конце каждого раздела. Номера заданий к каждому варианту соответствуют порядковому номеру студента в журнале группы.

Тема 1. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических

    соединений

Тема 2. Строение атома

Тема 3. Химическая кинетика и химическое равновесие

Тема 4. Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Тема 5. Ионно-молекулярные реакции обмена

Тема 6. Гидролиз солей

Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции

Тема 8. Электрохимия

Тема 9. Коррозия металлов

Тема 1. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических  соединений.

Химия изучает состав, строение, свойства и превращения веществ, а так же явления, которые их сопровождают. При химических превращениях или химических реакциях из одних веществ получаются другие.

Вещество состоит из отдельных частиц – молекул, атомов или ионов, которые являются объектами изучения химии.

Стехиометрия (от греч. stoicheion – элемент,основание) – учение о количественных соотношениях между реагирующими веществами и между атомами в формулах различных веществ.

Атом – (от греч. atomos – неделимый) – наименьшая химическая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула (от лат. moles- масса) – наименьшая частица вещества, определяющая его состав и свойства.

В зависимости от состава вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества образованы атомами одного химического элемента. Например цинк, металл Zn, азот – газ - N₂, сера, неметалл S, олово, металл Sn, кислород – газ – О₂, хлор – газ – Cl₂ и т.д. Сложные вещества образованы атомами разных элементов.

Наиболее важные классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли.

Оксидами – называются соединения элементов с кислородом. По своим химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. В свою очередь солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основными называются те оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами образуют соли. Например: СаО, Na₂O и т.п.

Кислотными называются оксиды, которые при взаимодействии с гидроксидами или основными оксидами образуют соли. Например: SO₂, CO₂ и т.п.

Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли как при взаимодействии с основными, так и кислотными оксидами. Так Al₂O₃ растворяется с образованием солей в кислотах и щелочах.

Гидроксидами (основаниями) называются сложные вещества диссоциирующие в растворах или расплавах с образованием гидроксильных анионов. Так к гидроксидам относятся NaOH, Ca(OH)₂ и т.п. В зависимости от содержания гидроксильных ионов основания делятся на однокислотные (NaOH), двухкислотные (Са(ОН)₂) и т.д.

Кислотами называются сложные вещества, диссоциирующие в водных растворах или расплавах с образованием катионов водорода. Например: HCl, H₃PO₄ и т. п. По своему составу кислоты могут быть разделены на кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄) и бескислородные (HCl, HCN).В зависимости от числа содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (HNO₃,HCl), двухосновные (H₂CO₃, H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄), четырехосновные (H₄P₂O₇) и т.д.

Соли могут рассматриваться как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении атомов водорода или гидроксильных групп образуются средние (нормальные) соли, при неполном замещение атомов водорода образуются кислые соли (NaH₂PO₄; NaHCO₃), при неполном замещении гидроксильных групп – основные соли ((CuOH)₂CO₃; Al(OH)₂Cl). Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями.

Относительная молекулярная масса химического соединения (М_r) численно равна сумме относительных атомных масс (А_r) всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

M_r(H₂O) = 2A_r(H) + A_r(O) = 2· 1 + 16 = 18

Моль – количество вещества (ν), содержащего столько же частиц (атомов, молекул или ионов), сколько атомов углерода содержится в 12г изотопа углерода ¹²С, т.е. 6,02·10²³.

Молярная масса(М) – масса одного моля вещества. Численно совпадает с относительной молекулярной массой. Выражается в г/моль.

М_r(H₂O) = 18 , следовательно М(Н₂О) = 18 г/моль

Пример 1. Осуществить цепочку превращения веществ и указать название каждого соединения.

Na → NaOH → NaHSO₄ → Na₂SO₄ → BaSO₄

1. 2Na + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂

гидроксид натрия водород

2. NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

серная кислота гидросульфат натрия вода

3. NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

сульфат натрия

4. Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2 NaCl + BaSO₄↓

хлорид натрия сульфат бария

Основные стехиометрические законы химии

1. Закон сохранения массы веществ (1748 г. М.В.Ломоносов)

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава (1808 г. Пруст)

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

3. Закон кратных отношений (1803 г. Д. Дальтон)

Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с одним и тем же массовым количествами другого элемента относятся между собой как небольшие целые числа.

3. Закон простых объёмных отношений (1808 г. Гей-Люссак)

Объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях относятся друг к другу как стехиометрические коэффициенты (простые целые числа)

3. Закон Авогадро (1811 г. А.Авогадро)

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) содержится одинаковое число молекул.

Следствие: Моль любого газа (при Р, Т = const) занимает один и тот же объём. 1 моль газа содержит 6,02 · 10²³ молекул и занимает объём 22,4 дм³ при нормальных условиях (t^о=0^оС, Т^о=273 К, Р^о=101,3 кПа)

ν ₌ ν=

Пример 2. Вычислить массовую долю каждого элемента в молекуле карбоната кальция.

Решение: Формула соли – СаСО₃, следовательно

М_(СаСО3) = А_r(Са) + А_r(С) + 3·А_r(О) = 40 + 12 + 3· 16 = 100 г/моль

Массовую долю элемента в веществе рассчитываем по формуле:

;

Пример 3. Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 100 г угля содержащего 10% примесей.

Решение: Составляем уравнение химической реакции:

m_(смеси) = 100г

ω_{(примесей)} = 10% V^o-?

С + О₂ = СО₂

ν = 1моль ν = 1моль

М = 12 г/моль V_M = 22,4 дм³

В 100 г смеси процентное содержание углерода равно 100% - 10% = 90%, что составляет в граммах , отсюда . По уравнению химической реакции следовательно . Объём выделившегося газа будет равен

Контрольные задачи к теме 1

В задании необходимо:

1.Написать уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений и указать название каждого соединения.

2.Рассчитать массовую долю элемента ω_(х)% в подчеркнутом соединении.

3.Выполнить расчет по уравнению химической реакции в указанном варианте задания, отмеченной одной звездочкой.

V^о=5,6л m(соли)-? ω (Н)-?

1. N₂ → NH₃ *→ (NH₄)₂SO₄ → NH₄OH → NH₄Cl → AgCl

m_(смеси) = 3 кг

m_{(примеси)} = 5% m(соли) - ? ω (S)-?

2. Al → Al₂O₃ *→ AlCl₃ → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ → BaSO₄

m (р-ра) = 20 г

ω (Са)-? С%(к-ты) = 10% m(соли) - ?

3. Р → Р₂О₅ → Са₃(РО₄)₂ *→ Н₃РО₄ → (NH₄)₃PO₄ → AlPO₄

m_(смеси) =0,8 кг

ω_{(примеси)} = 15% m_(Fe) -? ω (О) -?

4. Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ * → Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeCl₂

ω_{(примесей)}=2%

V^о_(газа)=1,12 дм³ m_(соли) - ? ω(Н)-?

5. Cl₂ * → SiCl₄ → Si → SiO₂ → Na₂SiO₃ → H₂SiO₃

V^о_(газа)=4,48 дм³ m_(соли) - ? ω(Al)-?

6. СН₄ → СО₂ * → FeCO₃ → FeO → Al₂O₃ → Na₃[Al(OH)₆]

m_(соли)-?

ω_{(примесей)}=5% m_{(оксида)}=15,3 г ω(Ва)-?

7. BaS *→ BaO → Ba → Ba(OH)₂ → BaJ₂ → Ba₃(PO₄)₂

V_р-р=100см³

ω(N)-? С_м=0,1 М V^о_(газа)=?

8. HNO₃ → NH₄NO₃ → NH₄OH * → NH₃ → N₂ → NO₂

m_(смеси)= 1кг

ω_{(примесей)}=2% V^о_(газа)-? ω(О)-?

9. MgO → Mg → MgCl₂ → MgCO₃ *→ CO₂ → KHCO₃

m_(смеси)=5кг

ω_{(примесей)}=8% m_{(металла)}-? ω(N)-?

10. NiO *→ Ni → NiSO₄ → Ni(OH)₂ → Ni(NO₃)₂ → NiCO₃

V^о_(газа)=4,48дм³ m_{(осадка)}-? ω (Mn)-?

11. H₂O₂ → O₂ → CO → CO₂ *→ CaCO₃ → Ca(MnO₄)₂

m_(смеси)=?

ω_{(примесей)}=10% m_(соли)=15,8г ω(О)-?

12. Cr(OH)₃ → Cr₂O₃ → Cr *→ CrCl₃ → Cr(OH)₃ → K₃[Cr(OH)₆]

V_р-р=150см³

ω(K)-? С_м= 3М m_{(осадка)}-?

13. K → K₂S → K₂O → KOH → K₂ CrO₄ * → BaCrO₄

m_(смеси)=20г

ω_{(примесей)}-? V^о_(газа)=11,2дм³ ω (Na)-?

14. S *→ SO₂ → SO₃ → Na₂SO₄ → Na₂S → H₂S

m_(смеси)=0,5кг

ω_{(примесей)}=1,5% m_{(оксида)}=? ω(Na)-?

15. Sn(OH)₂ → SnSO₄ → SnS → SnO → Sn → Na₂[Sn(OH)₄]

V_р-р=100см³

С_м=0,2 М m_{(осадка)}-? ω (К)-?

16. Pb → PbCl₂ → Pb(NO₃)₂ *→ Pb(OH)₂ → PbO → K₂PbO₂

V^о _газа=8,7 дм³

ω_{(примесей)}=5% m _{(оксида)}-? ω(O)-?

17. S → H₂S *→ SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃ → CuSO₃

m_(смеси)=8кг

ω_{(примесей)}=4% ω_{(оксида)}-? ω(Cu)-?

18. CuS *→ CuO → Cu → Cu(NO₃)₂ → Cu(OH)₂ → (CuOH)₂SO₄

V_р-р-?

ω(H)-? С_м=0,1М m_{(осадка)}=23,3г

19. Na₂ZnO₂ → Zn(OH)₂ → ZnO → Zn → ZnSO₄ *→ BaSO₄

m_(смеси)=86г

ω(N)-? ω_{(примесей)}=6% m_{(оксида)}-?

20. Sr → Sr(OH)₂ → Sr(NO₃)₂ → SrSO₃ *→ SrO → SrPbO₂

m_р-ра=200г

m_{(оксида)}-? С%= 5% ω(S)-?

21. Rb₂O * → RbCl → Rb → RbOH → Rb₂SO₄ → Rb₂CO₃

m_(соли)=0,5кг V^o_газа-? ω(N)-?

22. I₂ → HI → NH₄I *→ NH₃ → NH₄HCO₃ → MnCO₃

m_(смеси)=2кг

ω(O)-? ω_{(примесей)}=15% m_(соли)-?

23. Ni(OH)₂ → NiO *→ NiBr₂ → NiS → H₂S → NH₄HS

m_р-ра=150г

V^o_газа-? С% = 6% ω(Ca)-?

24. F₂ *→ KF → HF → H₂O → Ca(OH)₂ → CaHPO₄

m_(смеси)=50г

V^o_газа-? ω_{(примесей)}=7% ω(С)-?

25. C → CO₂ *→ Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ → CaO → Ca(OH)₂