Национальный исследовательский ядерный университет «мифи»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ «Атомная энергетика»

КАФЕДРА «Инженерная экология»

СПЕЦИАЛЬНОСТЬ ____________________

ОТЧЁТ

по лабораторным работам по общей химии

Студента________________________________________________

(группа, курс) (фамилия, имя, отчество)

Принял преподаватель______________________________________

(фамилия, имя, отчество)

______________________________________

(дата) (подпись)

Волгодонск 2012 г.

Кафедра инженерной экологии

Зависимость свойств элементов от положения в периодической системе Д.И.Менделеева

Лабораторная работа №2

Цель работы: изучить на практике, как зависят свойства элементов и их соединений от заряда ядра атома на примере элементов Ш периода.

Оборудование и реактивы: аппарат Киппа, спиртовая горелка, коническая колба на 100 см³, фарфоровая чашка, часовое стекло, 8 пробирок, сера, цинковая пыль, натрий, магний, алюминий. Растворы: фенолфталеина, метилоранжа, соляной кислоты, гидроксида натрия, хлорида олова (П).

Выполнение работы.

Опыт №1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.

Налить в фарфоровую чашку немного воды, опустить в нее кусочек натрия и прикрыть чашку часовым стеклом или воронкой. (Осторожно! Брызги щелочи могут попасть на открытые участки кожи человека и одежду). После окончания реакции прилить к полученному раствору 2-3 капли фенолфталеина. Составить уравнение протекающей реакции и сделать выводы относительно свойств щелочных металлов:

Опыт №2. Действие воды на металлический магний

Поместить в пробирку немного порошка металлического магния, добавить 5 мл воды и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Цвет раствора практически не изменился. Затем нагреть пробирку. Окраска раствора становится малиновой. Сделать вывод относительно щелочных свойств магния и написать уравнение протекающей реакции:

Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия

Поместить гранулу металлического алюминия в пробирку, прилить немного воды и 2-3

капли фенолфталеина. Убеждаемся в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой практически не взаимодействует. Затем поместить в две другие пробирки по грануле алюминия. В одну из них прилить разбавленную соляную кислоту, в другую -

раствор крепкой щелочи NаОН. Пробирки нагреть. При этом наблюдается взаимодействие алюминия как с кислотой, так и со щелочью. Написать уравнения протекающих реакций и сделать выводы о свойствах алюминия:

Опыт №4. Неметаллические свойства элементарной серы Кусочек элементарной серы поместиь в пробирку и налить немного воды (опыт прово- дить под вытяжкой!). Прибавить сначала 2-3 капля фенолфталеина, а затем столько же метил- оранжа. Отметить, что сера не взаимодействует с водой в обычных условиях. Нагреть пробирку. После нагревания взаимодействие серы с водой также не происходит. Кусочек серы положить в железную ложечку, поджечь и опустить в коническую колбу, в которую было налито немного воды (не касаясь ложечкой с горячей серой поверхности воды). После сгорания серы закрыть колбу пробкой и встряхнуть. Написать уравнения химических реакций:
Опыт №5. Амфотерные свойства гидроксида алюминия Поместить в пробирку 8-10 капель раствора AlCl3, добавить по капелям раство NаОН до выпадения осадка. Распределив содержимое на две пробирки, растворить осадок в каждой из них с помощью: в одном случае - раствора НС1, в другом - раствора NаОН. Составить уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида алюминия с NаOH образуется гексагидроксоалюминат натрия Nа3[А1(ОН)6]:
Общий вывод по работе:
Работу выполнил студент группы Работу принял преподаватель Дата
	Кафедра инженерной экологии	Скорость химических реакций и химическое равновесие	Лабораторная работа №3

Цель работы: ознакомиться с понятием скорости химических реакций; факторами, влияющими на её величину, а также влиянием изменения внешних факторов на состояние химического равновесия.

Оборудование и материалы: растворы иодата калия, сульфата натрия, серной кислоты, тиосульфата натрия, хлорида железа (III), роданида калия, сульфата меди, крахмала, карбонат кальция (мрамор); штатив с пробирками (8шт.); секундомер; термометр; нагревательный прибор.

Выполнение работы

Опыт№1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенной системе изучим на примере реакции

2КIO₃+5Nа₂SO₃+Н₂SO₄=К₂SO₄+5Nа₂SO₄+I₂+Н₂O.

При взаимодействии иодата калия с сульфитом натрия в кислой среде образуется элементарный иод, который можно обнаружить с помощью крахмала.

Для выполнения опыта взять три пробирки, налить с помощью мерной пробирки: в первую пробирку 6 см³ КIO₃, во вторую - 4см³ КIO₃ и 2 см³ Н₂О, в третью - 2 см³ КIO₃ и 4 см³ Н₂O. В другие три пробирки отмерить по 6 см³ сульфита натрия. Вылить содержимое пробирки с сульфитом натрия в первую пробирку с КIO₃ и включить секундомер. Отметить время, в течение которого появляется синее окрашивание после добавления иодата калия. Тоже самое провести с оставшимися пробирками. Результаты занести в таблицу.

№ пробирки	V,см3 КIO3	V,см3 Н2О	Vcуммар-ный cм3	Концент- рaция С, моль/л	Время окрашивания, τ,с	Относительная скорость υусл.=1/τ, с-1
1
2
3

Приняв концентрацию раствора иодата калия, к которому не добавляли воду, за единицу, вычислить концентрации в двух других случаях. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации иодата калия.

Опыт № 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры в гомогенной среде изучить на примере реакции Nа₂S₂O₃+Н₂SO₄=Nа₂SO₄+SO₂↑+S↓+Н₂O

При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с серной кислотой выпадает в осадок сера, вызывающая при достижении определённой концентрации помутнение раствора. По промежутку времени от начала реакции до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости этой реакции.

Налить в одну пробирку 5см³ раствора тиосульфата натрия, в другую - 5 см³ раствора серной кислоты. Обе пробирки поместить в стакан с водой, чтобы растворы приняли температуру воды, и записать ее в журнал. Слить вместе содержимое обеих пробирок, точно отметив время от начала реакции до появления помутнения. В две другие пробирки налить по 5 см³ тех же растворов. Поместив пробирки в водяную баню или стакан с водой, нагреть воду на 10°С выше температуры предыдущего опыта. Выдержав пробирки при этой температуре 5-7 мин; слить содержимое пробирок. Измерить время до появления мути. Повторить опыт, повысив температуру ещё на 10°С.

Результаты опытов свести в таблицу.

№ опыта	Температу- ра опыта, t,оС	Температу- ра опыта, T,оК	Температу- ра опыта, 1/Т, оК-1	Время появления помутнения, τ,с	Относительная скорость реак- ции υусл.=1/τ, с-1	lg υ
1
2
3

По полученным данным построить график зависимости модуля логарифма скорости реакции от обратной величины абсолютной температуры.

Сделать вывод о зависимости скорости реакции от температуры. Из графика определить

тангенс угла наклона и вычислить энергию активации:

Е = 2,303^.R^.tg α = ___________________________________________Дж/моль

Опыт № 3. Скорость реакции в гетерогенной системе

Налить в две пробирки по 5 см³ соляной кислоты. Отвесив на технохимических весах две навески по 0,2 г мрамора в кусочках, одну навеску мрамора растереть в ступке в порошок. Затем одновременно в одну пробирку ссыпать порошок, а в другую - бросить кусочки мрамора. Заметить время, которое потребовалось для полного растворения мрамора. Для обоих случаев рассчитать относительную скорость реакции (υ =1/τ). Определить, в каком случае скорость реакции больше и во сколько раз. Результаты опыта свести в таблицу.

Навеска CaCO3,г	VHCl, см3	Время растворения навески τ, с	Относительная скорость реакции υусл=1/τ

Опыт №4. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия

Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ исследовать на примере реакции

FеС1₃+ЗКCNS ↔ ЗКС1+ Fe(CNS)₃

Отмерив мерной пробиркой по 5 см³ разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида калия, смешать их и разделить на равные части в 4 пробирки. Окраску раствору придаёт образующийся роданид железа. Одну пробирку оставить для сравнения, во вторую - добавить 2-3 капли концентрированного раствора FеС1₃, в третью - 3—4 капли насыщенного раствора KСNS, а в четвёртую - насыпать немного кристаллического хлорида калия.

Сравнив окраску растворов в трёх пробирках с окраской в контрольной пробирке, по изменению интенсивности окраски определить направление смещения равновесия и объяснить происходящие явления, исходя из принципа Ле - Шателье.

Общий вывод по работе:

Работу выполнил студент группы

Работу принял преподаватель

Дата

Кафедра инженерной экологии Гидролиз солей Лабораторная работа №4
	Цель работы: изучить условия протекания процесса гидролиза солей и влияние факторов, обусловливающих смещение ионного равновесия при гидролизе. Оборудование и материалы: иономер, штатив с пробирками, растворы солей, кислот, щелочей, индикаторы, кристаллические соли, спиртовая горелка, пипетка. Выполнение работы. Опыт №1. Смещение ионного равновесия в растворах вследствие гидролиза В разные пробирки внести небольшое количество следующих соединений: НСl; NaOH; NаСl; Nа2СО3; ZnСl2; Pb(СН3СОО)2. Во все пробирки прилить одинаковое количество воды. Осторожным встряхиванием добиться полного растворения каждой соли. Полосками универсальной индикаторной бумажки измерить рН каждого раствора. Для сравнения такой бумажкой измерим рН дистиллированной воды. Данные опыта свести в таблицу Формула соединения Сила электролитов образующих данную соль Цвет индика- торной бумаги рН раствора Реакция среды основание кислота Na2CO3 NaCl ZnCl2 Pb(CH3COO)2 Составить сокращенные ионные уравнения гидролиза солей и объяснить изменение окраски индикаторной бумаги в растворах солей в сравнении с окраской ее в дистиллированной воде. Опыт №2.Усиление гидролиза одной соли раствором другой гидролизующейся соли К 3 см3 концентрированного раствора ( соль образована слабым основанием и сильной кислотой, её гидролиз протекает в основном только по 1-й ступени) прилить немного концентрированного раствора Nа2СО3 (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, её гидролиз протекает также по 1-й ступени) до образования устойчивого осадка. При этом наблюдать выделение пузырьков газа. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых основания и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций. Опыт №3. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей В первую пробирку налить 3-4 мл концентрированного раствора ZnСl2 и опустить в неё кусочек цинка. В другую пробирку налить столько же концентрированного раствора и опустить в этот раствор кусочек алюминия. Нагревая пробирки, наблюдать за растворением металлов и выделением газа в обоих случаях. Составить уравнения реакций и объяснить наблюдаемые явления. Опыт № 4. Влияние температуры на степень гидролиза солей В две пробирки налить по 3-4мл концентрированного раствора ZnСl2 и по 2 капли индикатора метилового оранжевого. Одну пробирку поставить в штатив, другую нагреть почти до кипения. Сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. После остывания снова сравнить окраску и объяснить изменение окраски индикатора при нагревании раствора ZnСl2. Опыт №5. Влияние концентрации раствора соли на степень её гидролиза Внести в пробирку немного кристаллов соли SnСl2, 1 каплю 2,5 М НСl и 10 капель дистиллированной воды. Встряхиванием пробирки добиваемся растворения кристаллов. Затем в пробирку прибавить ещё 10 капель дистиллированной воды. Наблюдается выпадение осадка SnОНСl. Следовательно, разбавление (уменьшение концентрации соли) приводит к увеличению степени её гидролиза. Составить молекулярное и ионное уравнения: Опыт №6. Подавление гидролиза соли В пробирку с осадком SnОНСl, взятую из предыдущего опыта, прибавить 3-4 капли 2,5 М раствора НС1. При этом происходит растворение осадка. Сделать выводы относительно смещения равновесия реакции гидролиза SnСl2. Общий вывод Работу выполнил Студент группы Работу принял Преподаватель Дата
		Кафедра инженерной экологии	Окислительно-восстановительные реакции	Лабораторная работа №5

Цель работы: ознакомиться с сущностью и классификацией окислительно-восстано-вительных реакций, получить практические навыки составления уравнений этих реакций с помощью методов электронного и электронно-ионного баланса. Оборудование и материалы: штатив с пробирками, фарфоровая чашка, микрошпатель, растворы Н2SO4, КI, КМпO4, FеС13, ВаСl2, СuSO4, Н2О2, МnSO4, Na2SО3, кристаллический йод, порошкообразный цинк, раствор крахмала, концентрированный раствор щёлочи. Выполнение работы. Окислители и восстановители, окислительно-восстановительная двойственность Опыт №1. Окислительные свойства пероксида водорода В пробирку налить 1-2 см3 раствора КI, подкислить 2-3 каплями разбавленного раствора Н2SO4 и прибавить 1-2 см3 Н2O2. Наблюдается выделение йода (прибавить 1 каплю раствора крахмала). Составить уравнение реакции на основе электронного баланса. Опыт №2. Восстановительные свойства пероксида водорода В пробирку налить 1-2 см3 раствора КМпO4, подкислить 2-3 каплями разбавленного раствора Н2SO4 и прибавить 1—2 см3 раствора Н2О2 до обесцвечивания раствора перманганата. Определив окислитель и восстановитель в этой реакции, составить уравнение реакции учитывая, что одним из продуктов является кислород. Типы окислительно-восстановительных реакций Опыт №3. Реакции межатомного взаимодействия. Окисление цинка йдом (опыт проводить под тягой) Поместить в фарфоровую чашку немного цинковой пыли на кончике микрошпателя прибавить туда же несколько кристаллов йода. Смесь перемешать. Для ускорения реакции прибавить 1 каплю Н2O (катализатор). Наблюдается бурное протекание реакции. Составить уравнение реакции методом электронного баланса.

Опыт №4. Реакции межмолекулярного взаимодействия. Окисление йодида солью трехвалентного железа В пробирку налить 1-2 см3 раствора соли железа (III) и 1 см3 раствора КI. Содержимое пробирки разбавить дистиллированной водой до слабо-желтого цвета и прилить 1-2 капли раствора крахмала. Появление синей окраски свидетельствует о выделении йода. На основе электронного баланса составить уравнение реакции. Опыт №5. Окислительно-восстановительные реакции с участием атомов одного элемента в разных степенях окисления Налить в пробирку 1-2 см3 раствора перманганата калия, прилить столько же раствора сульфата марганца. Осторожно встряхнуть пробирку. При этом окраска раствора исчезает. Составить уравнение реакции в нейтральной среде, одним из продуктов реакции является диоксид марганца, выпадающий в осадок. Опыт №6. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления. Разложение пермангоната калия Осторожно нагреть в сухой пробирке небольшое количество (несколько кристаллов) перманганата калия в течение 5 мин. После остывания пробирки полученную соль растворить в небольшом количестве воды. Обратить внимание на зеленую окраску раствора и наличие осадка. Составить уравнение реакции на методом электронного баланса. Опыт №7. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирова- ния). Разложение сульфита натрия. В пробирку поместим несколько кристаллов сульфита натрия. Осторожно нагреть про- бирку в течение 5 мин. и после охлаждения налить небольшое количество воды, добиваясь пол-ного растворения вещества. Раствор разделить на 2 пробирки. Содержимое одной из пробирок испытать на присутствие иона S2- действием раствора СuSO4, а в другой пробирке, действуя раствором ВаС12, обнаружить ион SO42-. Составить уравнение реакции самоокисления - самовосстановления методом электронного баланса. Направление окислительно-восстановительных реакций Опыт №8. Влияние характера среды на протекание окислительно-восстанови-тельных реакций В три пробирки налить по 1-2 мл раствора КМпO4, затем прибавить: в первую - 5 капель разбавленной серной кислоты, во вторую - 5 капель дистиллированной воды, в третью – 5 капель концентрированного раствора щёлочи. После этого в каждую из пробирок прибавить шпателем одинаковое количество сухой соли Na2SO3. Встряхиванием раствора добиться изменения окраски в каждой из пробирок. Составить уравнения реакций методом электронного баланса, имея ввиду следующее: а) во всех трёх случаях ион SO3- переходит в ион SO4-, причём оба иона являются бесцветными и на окраску раствора не влияют; б) в кислой среде ион МnO4- переходит в ион Мп2+; в) в нейтральной среде ион МnO4- восстанавливается до МnO2; г) в щелочной среде образуется ион МnO42-, который окрашивает раствор в зелёный цвет. Опыт №9. Влияние кислотности среды на направление реакции взаимодействия иода со щёлочью Кристаллик йода обработать в пробирке небольшим количеством раствора щёлочи при слабом нагревании. Наблюдать переход йода в раствор. Составить уравнение реакции, имея в виду, что одним из продуктов реакции является йодат. Полученный раствор подкислить разбавленной серной кислотой. Наблюдать выделениие свободного йода. Составить уравнения реакции взаимодействия йодида и йодата в присутствии Н2SO4 и объяснить, почему реакция пошла в обратном направлении: Общий вывод по работе: Работу выполнил Студент группы Работу принял Преподаватель Дата

Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ» Волгодонский инженерно-технический институт ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика КАФЕДРА Инженерная экология Дисциплина: Общая химия Специальность: БИЛЕТ № 1 1. Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и эквивалентных объемов. 2. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенных химических реакций. Факторы, влияющие на скорость реакций. Экзаменатор________________________ Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 2

1. Атомные ядра и их состав. Изотопы. Квантово - механическая модель атома. Волновое уравнение Шредингера и результаты его решения для атома водорода и водородоподобных атомов.

2. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенных химических реакций.

Факторы, влияющие на скорость реакций.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 3

1. Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и

эквивалентных объемов.

2. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Периодический закон.

Изменение свойств элементов. Кислотно-основные и окислительно-восстано-

вительные свойства соединений. Значение периодического закона Д. И. Менделеева.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 4

1. Атомные ядра и их состав. Изотопы. Квантово - механическая модель атома.

2. Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-

акцепторная связь.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 5

1. Внутренняя энергия и энтальпия систем. Первый закон термодинамики. Энтальпия

образования химических соединений. Закон Гесса и следствия из него.

2. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенных химических реакций.

Факторы, влияющие на скорость реакций.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 6

1. Принцип Паули. Правило Гунда. Правила и порядок заполнения атомных

орбиталей. Строение многоэлектронных атомов.

2. Понятие об энтропии и ее изменении в химических превращениях. Энергия

Гиббса, критерий самопроизвольного протекания реакций в изобарно-изо-

термических условиях.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 7

1. Основные типы и характеристики химической связи. Ковалентная связь и меха-

низм ее образования. Свойства ковалентной связи. Ионная связь и её свойства.

2. Понятие о растворах. Способы выражения количественного состава растворов.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 8

1. Электролитическая диссоциация воды. Константа ионного произведения воды.

Водородный показатель. Гидролиз солей.

2. Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Водородный

электрод сравнения.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 9

1. Закон действия масс. Кинетическое уравнение. порядок и молекулярность реакции.

Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации.

2. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции. Константа химичес-

кого равновесия. Ее связь с термодинамическими характеристиками системы.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 10

1. Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и

эквивалентных объемов.

2. Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 11

1. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Кислотно-основные и

окислительно-восстановительные свойства соединений. Значение периодического

закона Д. И. Менделеева.

2. Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 12

1. Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и

эквивалентных объемов.

2. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восста-

новители.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 13

1. Свойства, получение, применение углерода и его неорганических соединений.

2.Сильные и слабые электролиты. Ионообменные реакции и равновесия.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 14

1. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенных химических реакций.

Факторы, влияющие на скорость реакций.

2. Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Водородный

электрод сравнения.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 15

1. Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и

эквивалентных объемов.

2. Атомные ядра и их состав. Изотопы. Квантово - механическая модель атома. Волновое уравнение Шредингера и результаты его решения для атома водорода и водородоподобных атомов.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт

ФАКУЛЬТЕТ Атомная энергетика

КАФЕДРА Инженерная экология

Дисциплина: Общая химия

Специальность:

БИЛЕТ № 16

1. Понятие о растворах. Способы выражения количественного состава растворов.

2. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восста-

новители.

Экзаменатор________________________

Зав. Кафедрой_______________________

Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и

эквивалентных объемов.

Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и

эквивалентных объемов.

Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентных масс и эквивалентных объемов.

1. Атомные ядра и их состав. Изотопы. Квантово - механическая модель атома. Волновое уравнение Шредингера и результаты его решения для атома водорода и водородоподобных атомов.

2. Принцип Паули. Правило Гунда. Правила и порядок заполнения атомных орбиталей. Строение многоэлектронных атомов.

3. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Периодический закон. Изменение свойств элементов. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений. Значение периодического закона Д. И. Менделеева.

4. Основные типы и характеристики химической связи. Ковалентная связь и механизм ее образования. Свойства ковалентной связи. Ионная связь и её свойства.

5. Метод валентных связей. Метод молекулярных орбиталей. Строение и свойства простейших молекул.

6. Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акцепторная связь.

Строение комплексных соединений. Комплексы, комплексообразователи, лиганды, заряд и координационное число комплексов.

Внутренняя энергия и энтальпия систем. Первый закон термодинамики. Энтальпия образования химических соединений. Закон Гесса и следствия из него.

Понятие об энтропии и ее изменении в химических превращениях. Энергия Гиббса. критерий самопроизвольного протекания реакций в изобарно-изотермических условиях.

Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенных химических реакций. Факторы, влияющие на скорость реакций.

Закон действия масс. Кинетическое уравнение. порядок и молекулярность реакции. Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации.

7. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции. Константа химического равновесия. Ее связь с термодинамическими характеристиками системы.

8. Принцип Ле-Шателье – Брауна. Гомогенный и гетерогенный катализ. Механизм гомогенного катализа.

9. Понятие о растворах. Способы выражения количественного состава растворов.

10. Сильные и слабые электролиты. Ионообменные реакции и равновесия.

11. Электролитическая диссоциация воды. Константа ионного произведения воды. Водородный показатель. Гидролиз солей.

12. Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости.

13. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители.

14. Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Водородный электрод сравнения.

15. Щелочные и щелочноземельные металлы и их соединения: Свойства, нахождение в природе, получение и применение.

16. Жесткость воды и способы ее устранения.

17. Получение, физические и химические свойства азота, аммиака, азотной кислоты.

18. Свойства, получение, применение фосфора и его соединений

19. Получение, физические и химические свойства серы, ее оксидов, гидридов и гидроксидов.

20. Состав, свойства, получение, применение галогеноводородов, галогенидов металлов, кислородсодержащих кислот галогенов и их солей.

21. Свойства, получение, применение углерода и его неорганических соединений.

22. Свойства, получение, применение кремния и его соединений.