экзаменационные билеты по химии для студентов СПО

Открыть или скачать материалы с внешнего сайта (Инфоурок) я не могу — доступа к сторонним страницам у меня нет, и переписывать чужую разработку тоже не стоит. Зато я могу составить такой же комплект сам, в стандартном формате: 10 билетов, в каждом теория + второе задание + практика.

Экзаменационные билеты по химии (СПО, общая и неорганическая химия)

Билет 1

1. Основные понятия химии: атом, молекула, вещество, моль. Закон Авогадро и молярный объём газа.
2. Кислоты: классификация и химические свойства (с примерами уравнений реакций).
3. Задача. В 180 г воды растворили 20 г соли. Вычислите массовую долю соли в растворе.

Билет 2

1. Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева. Строение атома.
2. Основания: классификация, свойства, реакция нейтрализации.
3. Задача. Какую массу имеют 11,2 л углекислого газа \(\ce{CO2}\) при н. у.?

Билет 3

1. Химическая связь: ионная, ковалентная (полярная и неполярная), металлическая.
2. Оксиды: классификация, свойства, способы получения.
3. Задача. Вычислите массовую долю кислорода в ортофосфорной кислоте \(\ce{H3PO4}\).

Билет 4

1. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения.
2. Металлы: общая характеристика, ряд напряжений, взаимодействие с кислотами.
3. Задача. 13 г цинка растворили в соляной кислоте. Какой объём водорода (н. у.) выделился?

Билет 5

1. Скорость химической реакции и факторы, влияющие на неё. Катализ.
2. Неметаллы на примере галогенов: свойства и применение.
3. Задача. 4,8 г магния сожгли в кислороде. Вычислите массу оксида магния.

Билет 6

1. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.
2. Соли: свойства, реакции обмена, гидролиз (общая характеристика).
3. Задача. Смешали 100 г 10 %-го и 200 г 20 %-го раствора соли. Найдите массовую долю соли в новом растворе.

Билет 7

1. Окислительно-восстановительные реакции: окислитель, восстановитель, метод электронного баланса.
2. Серная кислота: свойства, получение, применение. Правила разбавления.
3. Задача. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса: \(\ce{Cu + HNO3_{(разб)} -> Cu(NO3)2 + NO + H2O}\).

Билет 8

1. Растворы. Растворимость. Способы выражения концентрации (массовая доля, молярная концентрация).
2. Азот и его соединения: аммиак, азотная кислота.
3. Задача. В 500 мл раствора содержится 4 г гидроксида натрия. Вычислите молярную концентрацию раствора.

Билет 9

1. Классификация химических реакций.
2. Углерод и кремний, их важнейшие соединения.
3. Задача. При разложении 10 г карбоната кальция выделился газ. Найдите его объём при н. у.

Билет 10

1. Железо: строение атома, свойства, сплавы (чугун, сталь).
2. Генетическая связь между классами неорганических соединений.
3. Задача. Составьте уравнения по цепочке: \(\ce{Ca -> CaO -> Ca(OH)2 -> CaCl2}\).

Ключ к практической части

1. \(m_{\text{р-ра}}=200\) г, \(w=\frac{20}{200}=0{,}10\) → 10 %.
2. \(n=\frac{11{,}2}{22{,}4}=0{,}5\) моль, \(m=0{,}5\cdot 44=\) 22 г.
3. \(M(\ce{H3PO4})=98\) г/моль, \(w(\ce O)=\frac{64}{98}=0{,}653\) → 65,3 %.
4. \(n(\ce{Zn})=\frac{13}{65}=0{,}2\) моль, \(V(\ce{H2})=0{,}2\cdot 22{,}4=\) 4,48 л.
5. \(n(\ce{Mg})=0{,}2\) моль, \(m(\ce{MgO})=0{,}2\cdot 40=\) 8 г.
6. \(w=\frac{100\cdot 0{,}10+200\cdot 0{,}20}{300}=0{,}1\overline{6}\) → 16,7 %.
7. \(\ce{3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO ^ + 4H2O}\); \(\ce{Cu^0 - 2e -> Cu^{+2}}\) (×3), \(\ce{N^{+5} + 3e -> N^{+2}}\) (×2).
8. \(n(\ce{NaOH})=0{,}1\) моль, \(C=\frac{0{,}1}{0{,}5}=\) 0,2 моль/л.
9. \(n(\ce{CaCO3})=0{,}1\) моль, \(V(\ce{CO2})=\) 2,24 л.
10. \(\ce{2Ca + O2 = 2CaO}\); \(\ce{CaO + H2O = Ca(OH)2}\); \(\ce{Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O}\).

Принцип составления простой: теория проверяет знание законов и классов соединений, а задача — умение перейти от массы к количеству вещества и далее к объёму или массе продукта.

Скажите, сколько билетов нужно и добавить ли органическую химию (углеводороды, спирты, карбоновые кислоты) — переделаю комплект под вашу программу и, если нужно, дам развёрнутые ответы на теоретические вопросы.

Готово: ниже — ответы на теоретические вопросы (1 и 2) каждого билета. Ответы к практической части уже есть в ключе из предыдущего сообщения.

Билет 1

1. Основные понятия и закон Авогадро

• Атом — электронейтральная частица из ядра (протоны и нейтроны) и электронной оболочки; химически неделимая.
• Молекула — наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства, из атомов, связанных химическими связями.
• Вещество — вид материи с определённым составом и строением.
• Моль — количество вещества, содержащее столько структурных единиц, сколько атомов в 12 г углерода-12: \(N_A = 6{,}02\cdot10^{23}\) моль⁻¹.

Основные расчётные соотношения: \(n=\frac{m}{M}\), \(n=\frac{N}{N_A}\), \(n=\frac{V}{V_m}\).

Закон Авогадро: в равных объёмах разных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул. Следствие: 1 моль любого газа при н. у. (0 °C, 101,3 кПа) занимает 22,4 л.

2. Кислоты Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Классификация: по содержанию кислорода (бескислородные — \(\mathrm{HCl}\), \(\mathrm{H_2S}\); кислородсодержащие — \(\mathrm{H_2SO_4}\), \(\mathrm{HNO_3}\)); по основности (одно-, двух-, трёхосновные); по силе (сильные — \(\mathrm{HCl}\), \(\mathrm{H_2SO_4}\), \(\mathrm{HNO_3}\); слабые — \(\mathrm{H_2CO_3}\), \(\mathrm{H_2S}\), \(\mathrm{CH_3COOH}\)).

Химические свойства: \[\mathrm{Zn + 2HCl = ZnCl_2 + H_2\uparrow}\] \[\mathrm{CuO + 2HCl = CuCl_2 + H_2O}\] \[\mathrm{NaOH + HCl = NaCl + H_2O}\] \[\mathrm{CaCO_3 + 2HCl = CaCl_2 + CO_2\uparrow + H_2O}\]

С металлами реагируют только кислоты, стоящие левее водорода в ряду напряжений (исключения — азотная и концентрированная серная). Индикаторы: лакмус краснеет, метилоранж розовеет.

Билет 2

1. Периодический закон и строение атома Современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов.

Периодическая система — графическое выражение закона: 7 периодов (малые 1–3, большие 4–7), 8 групп (А — главные, Б — побочные).

Строение атома: заряд ядра = число протонов = порядковый номер; число нейтронов \(A - Z\); в нейтральном атоме число электронов равно порядковому номеру; номер периода = число электронных слоёв; номер группы А = число электронов на внешнем слое.

Пример: \(\mathrm{Na}\) (\(Z=11\)): \(1s^22s^22p^63s^1\) — 3-й период, I группа А, один валентный электрон, типичный металл.

2. Основания Основания — электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов \(\mathrm{OH^-}\).

Классификация: растворимые (щелочи: \(\mathrm{NaOH}\), \(\mathrm{KOH}\), \(\mathrm{Ba(OH)_2}\), \(\mathrm{Ca(OH)_2}\)) и нерастворимые (\(\mathrm{Cu(OH)_2}\), \(\mathrm{Fe(OH)_3}\)); по числу гидроксильных групп — одно-, двух-, трёхкислотные.

Свойства: \[\mathrm{2NaOH + CO_2 = Na_2CO_3 + H_2O}\] \[\mathrm{2NaOH + CuCl_2 = Cu(OH)_2\downarrow + 2NaCl}\] \[\mathrm{Cu(OH)_2 \xrightarrow{t} CuO + H_2O}\]

Реакция нейтрализации: \(\mathrm{NaOH + HCl = NaCl + H_2O}\), в ионном виде \(\mathrm{H^+ + OH^- = H_2O}\). Индикаторы: лакмус синеет, фенолфталеин становится малиновым.

Билет 3

1. Химическая связь

• Ионная — электростатическое притяжение противоположно заряженных ионов, возникает при большой разности электроотрицательностей (типичный металл + типичный неметалл): \(\mathrm{NaCl}\), \(\mathrm{K_2O}\), \(\mathrm{CaF_2}\).
• Ковалентная неполярная — общие электронные пары между одинаковыми атомами: \(\mathrm{H_2}\), \(\mathrm{O_2}\), \(\mathrm{N_2}\), \(\mathrm{Cl_2}\).
• Ковалентная полярная — между разными неметаллами, общая пара смещена к более электроотрицательному атому: \(\mathrm{HCl}\), \(\mathrm{H_2O}\), \(\mathrm{NH_3}\), \(\mathrm{CO_2}\).
• Металлическая — положительные ионы в узлах решётки и обобществлённые электроны («электронный газ»); объясняет электро- и теплопроводность, пластичность, блеск.

Дополнительно выделяют водородную связь (между молекулами \(\mathrm{H_2O}\), \(\mathrm{HF}\), \(\mathrm{NH_3}\), спиртов).

2. Оксиды Оксиды — бинарные соединения элемента с кислородом (степень окисления −2).

Классификация: несолеобразующие (\(\mathrm{CO}\), \(\mathrm{NO}\), \(\mathrm{N_2O}\)); солеобразующие — основные (\(\mathrm{Na_2O}\), \(\mathrm{CaO}\), \(\mathrm{CuO}\)), кислотные (\(\mathrm{CO_2}\), \(\mathrm{SO_3}\), \(\mathrm{P_2O_5}\), \(\mathrm{Mn_2O_7}\)), амфотерные (\(\mathrm{Al_2O_3}\), \(\mathrm{ZnO}\), \(\mathrm{BeO}\), \(\mathrm{Cr_2O_3}\)).

Свойства: основные реагируют с кислотами и кислотными оксидами, кислотные — с основаниями и основными оксидами, амфотерные — и с кислотами, и со щелочами.

Получение: \[\mathrm{C + O_2 = CO_2}\] \[\mathrm{CaCO_3 \xrightarrow{t} CaO + CO_2\uparrow}\] \[\mathrm{Cu(OH)_2 \xrightarrow{t} CuO + H_2O}\]

Билет 4

1. Электролитическая диссоциация Распад электролита на ионы в растворе или расплаве. Основные положения теории Аррениуса: электролиты диссоциируют на ионы; ионы движутся хаотично, при пропускании тока — направленно; свойства растворов определяются свойствами ионов.

Степень диссоциации \(\alpha = \frac{n_{\text{распавшихся}}}{n_{\text{общему}}}\). Сильные электролиты (\(\alpha \to 1\)): соли, щёлочи \(\mathrm{NaOH}\), \(\mathrm{KOH}\), \(\mathrm{Ba(OH)_2}\), кислоты \(\mathrm{HCl}\), \(\mathrm{H_2SO_4}\), \(\mathrm{HNO_3}\). Слабые: \(\mathrm{H_2CO_3}\), \(\mathrm{H_2S}\), \(\mathrm{CH_3COOH}\), \(\mathrm{NH_3\cdot H_2O}\), \(\mathrm{H_2O}\).

Ионные уравнения: сильные электролиты записывают ионами, слабые электролиты, осадки, газы и воду — молекулами: \[\mathrm{H^+ + OH^- = H_2O}\]

Реакции обмена идут до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.

2. Металлы Металлы — элементы, атомы которых отдают электроны внешнего слоя, образуя катионы; связь металлическая.

Физические свойства: электро- и теплопроводность, пластичность, металлический блеск, разные плотность и температуры плавления.

Ряд напряжений (Бекетова): \(\mathrm{K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H_2, Cu, Hg, Ag, Au}\). Каждый металл вытесняет из растворов солей металлы, стоящие правее; металлы до водорода вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме азотной и концентрированной серной). \[\mathrm{Zn + 2HCl = ZnCl_2 + H_2\uparrow}\] \[\mathrm{Fe + CuSO_4 = FeSO_4 + Cu}\]

Билет 5

1. Скорость химической реакции Скорость — изменение концентрации реагента (или продукта) за единицу времени.

Факторы: природа веществ; концентрация (закон действующих масс \(v = k[\mathrm{A}]^a[\mathrm{B}]^b\)); температура (правило Вант-Гоффа: при нагревании на 10 °C скорость растёт в 2–4 раза); площадь поверхности соприкосновения (для гетерогенных реакций); давление (для газов); катализатор.

Катализ — изменение скорости под действием катализатора. Катализатор ускоряет реакцию, сам не расходуется; гомогенный катализ (в одной фазе) и гетерогенный (на границе фаз). Ингибиторы замедляют реакцию. Катализатор не смещает равновесие, а лишь ускоряет его достижение. Пример: разложение пероксида водорода на \(\mathrm{MnO_2}\).

2. Неметаллы на примере галогенов \(\mathrm{F_2}\), \(\mathrm{Cl_2}\), \(\mathrm{Br_2}\), \(\mathrm{I_2}\) — на внешнем слое 7 электронов, типичные окислители; неметаллические свойства ослабевают от фтора к йоду.

Физические свойства: \(\mathrm{F_2}\) — светло-жёлтый газ, \(\mathrm{Cl_2}\) — жёлто-зелёный газ с резким запахом, \(\mathrm{Br_2}\) — красно-бурая жидкость, \(\mathrm{I_2}\) — тёмно-фиолетовые кристаллы, способные возгоняться.

Химические свойства: \[\mathrm{2Na + Cl_2 = 2NaCl}\] \[\mathrm{H_2 + Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl}\] \[\mathrm{Cl_2 + H_2O = HCl + HClO}\] \[\mathrm{Cl_2 + 2KBr = 2KCl + Br_2}\]

Применение: обеззараживание воды, отбеливание тканей и бумаги, получение соляной кислоты; йод — антисептик; \(\mathrm{AgBr}\) — фотоматериалы.

Билет 6

1. Химическое равновесие и принцип Ле Шателье Равновесие — состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, а концентрации веществ постоянны. Количественная характеристика — константа равновесия \(K = \frac{[\mathrm{C}]^c[\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a[\mathrm{B}]^b}\).

Принцип Ле Шателье: внешнее воздействие на равновесную систему смещает равновесие в направлении, ослабляющем это воздействие. Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей газа; повышение температуры — в сторону эндотермической реакции; увеличение концентрации реагента — в сторону продуктов; катализатор равновесие не смещает.

2. Соли Соли — продукты замещения атомов водорода в кислоте на металл (или гидроксильных групп в основании на кислотный остаток). Бывают средние, кислые, основные, комплексные.

Свойства: \[\mathrm{Fe + CuSO_4 = FeSO_4 + Cu}\] \[\mathrm{CaCO_3 + 2HCl = CaCl_2 + CO_2\uparrow + H_2O}\] \[\mathrm{CuCl_2 + 2NaOH = Cu(OH)_2\downarrow + 2NaCl}\] \[\mathrm{AgNO_3 + NaCl = AgCl\downarrow + NaNO_3}\]

Гидролиз — взаимодействие ионов соли с водой. Соль сильной кислоты и сильного основания не гидролизуется, среда нейтральная (\(\mathrm{NaCl}\)). Соль слабой кислоты и сильного основания — гидролиз по аниону, среда щелочная (\(\mathrm{Na_2CO_3}\), \(\mathrm{CH_3COONa}\)). Соль сильной кислоты и слабого основания — гидролиз по катиону, среда кислая (\(\mathrm{NH_4Cl}\)).

Билет 7

1. Окислительно-восстановительные реакции ОВР — реакции с изменением степеней окисления элементов. Окислитель принимает электроны и восстанавливается; восстановитель отдаёт электроны и окисляется.

Метод электронного баланса: расставить степени окисления; найти элементы, изменившие степень окисления; составить полуреакции отдачи и приёма электронов; уравнять число отданных и принятых электронов (наименьшее общее кратное); перенести коэффициенты в уравнение; проверить остальные элементы и заряды.

2. Серная кислота Разбавленная кислота ведёт себя как обычная: реагирует с металлами до водорода, основными оксидами, основаниями, солями. Концентрированная — сильный окислитель за счёт \(\mathrm{S^{+6}}\), реагирует с медью, углеродом, серой; на холоде пассивирует \(\mathrm{Fe}\), \(\mathrm{Al}\), \(\mathrm{Cr}\).

Получение: \[\mathrm{4FeS_2 + 11O_2 = 2Fe_2O_3 + 8SO_2}\] \[\mathrm{2SO_2 + O_2 \rightleftarrows 2SO_3}\] \[\mathrm{SO_3 + H_2O = H_2SO_4}\]

Применение: производство удобрений, кислот, электролита аккумуляторов, очистка нефтепродуктов.

Правило разбавления: кислоту приливают к воде тонкой струёй при перемешивании, а не наоборот.

Билет 8

1. Растворы и концентрация Раствор — гомогенная система из растворителя и растворённых веществ. Растворимость зависит от природы веществ, температуры, для газов — от давления. Различают насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы; существуют кристаллогидраты (\(\mathrm{CuSO_4\cdot 5H_2O}\)).

Массовая доля: \(w = \frac{m_{\text{вещества}}}{m_{\text{раствора}}}\cdot 100\%\). Молярная концентрация: \(C = \frac{n}{V}\), моль/л.

2. Азот и его соединения Азот \(\mathrm{N_2}\) — газ без цвета и запаха, очень прочная тройная связь, химически инертен; получают фракционной перегонкой воздуха; применяют для синтеза аммиака и как инертную среду.

Аммиак \(\mathrm{NH_3}\) — газ с резким запахом, связь донорно-акцепторная: \[\mathrm{N_2 + 3H_2 \rightleftarrows 2NH_3}\] \[\mathrm{NH_3 + HCl = NH_4Cl}\]

Азотная кислота \(\mathrm{HNO_3}\) — сильная кислота и сильный окислитель; с металлами водород не выделяется, образуются оксиды азота; пассивирует \(\mathrm{Fe}\), \(\mathrm{Al}\) при низкой температуре. Соли — нитраты, при нагревании разлагаются.

Билет 9

1. Классификация химических реакций По числу и составу веществ: соединения, разложения, замещения, обмена. По тепловому эффекту: экзо- и эндотермические. По обратимости: обратимые и необратимые. По изменению степеней окисления: ОВР и реакции без изменения степеней окисления. По фазовому составу: гомогенные и гетерогенные. По участию катализатора: каталитические и некаталитические.

2. Углерод и кремний Углерод: аллотропные модификации — алмаз, графит, карбин, фуллерен. Восстановитель: \[\mathrm{C + O_2 = CO_2}\] \[\mathrm{2C + O_2 = 2CO}\] \[\mathrm{C + 2CuO = 2Cu + CO_2}\]

Соединения: \(\mathrm{CO}\), \(\mathrm{CO_2}\), угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты. Качественная реакция на углекислый газ — помутнение известковой воды.

Кремний — полупроводник, применяется в электронике. \(\mathrm{SiO_2}\) (песок, кварц) — кислотный оксид; кремниевая кислота \(\mathrm{H_2SiO_3}\) слабая и нерастворимая; соли — силикаты; основа стекла.

Билет 10

1. Железо и его сплавы Строение атома: \(1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2\); характерные степени окисления +2 и +3. Металл средней активности. \[\mathrm{Fe + 2HCl = FeCl_2 + H_2\uparrow}\] \[\mathrm{2Fe + 3Cl_2 = 2FeCl_3}\]

Сплавы: чугун (2–4 % углерода, хрупкий), сталь (0,1–2 % углерода, прочная и пластичная), легированные стали с добавками \(\mathrm{Cr}\), \(\mathrm{Ni}\), \(\mathrm{Mn}\), \(\mathrm{W}\). Основная проблема — коррозия.

2. Генетическая связь между классами соединений Ряд для металла: металл → основной оксид → основание → соль. Ряд для неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль. \[\mathrm{2Ca + O_2 = 2CaO}\] \[\mathrm{CaO + H_2O = Ca(OH)_2}\] \[\mathrm{Ca(OH)_2 + 2HCl = CaCl_2 + 2H_2O}\]

Генетическая связь показывает, что все классы соединений взаимопревращаемы, а в основе лежит один и тот же элемент.

Если нужно, могу дать эти же ответы в виде коротких шпаргалок на полстраницы или добавить билеты по органической химии с ответами.