Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ:  Археология Биология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия ЭкологияТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву 
Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Основной характеристикой вещества являетсяСтр 1 из 7Следующая ⇒
Основной характеристикой вещества является масса Основной характеристикой поля является энергия 3)Гипотеза-это... научное предположение 4)Положительным фактом в теории алхимиков был... эксперимент Кто сформулировал впервые закон сохранения материи и движения Ломоносов Кто повторил эксперимент Ломоносова в 1774 году по открытию закона сохранения энергии Лавуазье Кто открыл закон постоянства состава вещества Пруст Кто сформулировал закон кратных отношений Дальтон 9)Соединения переменного состава называются.... бертолидами 10)Соединения постоянного состава называются.... дальтонидами Кем был открыт закон объемных отношений Гей-Люссаком 12)В равных объемах газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул. Это закон... Авогадро Где и в каком году состоялся 1 Международный съезд химиков? 1860 год Карлсруэ 14)Атом-это.... наименьшая частица элемента 15)Молекула-это.... наименьшая частица простого или сложного вещества 16)Химическийелемент-это.... вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств 17)Элементы, образующие несколько простых веществ, которые отличаются строением и свойствами называются... аллотропными модификациями 18)Единицей количества вещества в системе СИ называют.... моль 19)Валентность-это... способность атома образовывать определенное число химических связей (ковалентных) 20)Степень окисления элемента-это... условный заряд атома, образующийся при отдаче или присоединении электронов Реакции, протекающие с выделением энергии, называются экзотермическими До якого типу відноситьсяхімічнареакціягідроортофосфатунатрію з водою? Реакціязворотньогогідролізу 22) Яка формула сполуки з комплексоутворювачєм Со III (кординаційне число =6), лігандамиСl?, NH3 та зовнішньою сферою К +? К[Co(NH3)2Cl4] 23) Якийвираз є правильним для ступінчатоїконстантиутворення комплексу [Ag(NH3)2]+? [Ag(NH3) +2] /[Ag(NH3) +][NH3] 24) Визначте заряд комплексу [CrClC2O4(H2O)3]: 0 Значение энтальпии (Н) положительное, а значение энтропии (S) отрицательное. Какое направление и условия процесса? реакция не протекает ни при каких условиях Зависит ли значение энтальпии от наличия в системе катализатора?
не зависит 3)Стандартное значение энтальпии образования простых веществ Н равно 0 4)При постоянной температуре и давлении химические реакции могут самопроизвольно протекать при условии.... G меньше нуля Термодинамическая система, которая не обменивается с внешней средой ни веществом, ни энергией называется неизолированной 6)Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса: закон Гесса 7)Реакция А+В=С+?Н<sup>0</sup><sub>298</sub>: экзотермическая 8)Математическое выражение следствия из закона Гесса при реакции А+В =С+D: Q=(Q<sub>(C)</sub>+Q<sub>(D)</sub>)-(Q<sub>(A)</sub>+Q<sub>(B)</sub>) 9)Теплота нейтрализации сильных кислот и щелочей: постоянная величина 10)Количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля соединения из простых веществ называется: Теплотой образования Какая из приведенных реакций проходит в гетерогенной системе? Fe + H2SO4 ->FeSO4 + H2 Среди приведенных реакций указать обратную 2HNO2 ->N2O3 + 2H2O 17)Величина константы скорости реакции зависит от: природы реагирующих веществ, температуры и катализатора 18)Отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции называется: константой равновесия 19)Укажите условия химического равновесия: скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции 20)Укажите молекулярность и порядок реакции CuO + H2 ->Cu + H2O молекулярность = 2, реакция первого порядка Гипофосфитная кислота (H3PO2)-это одноосновная слабая кислота Уводнихрозчинахбіхромат-іон проявляєтількиокислювальнівластивості Неєокисно–відновноюреакція 2NaCl+Н2SO4=Na2SO4+2HCl Вокислительно-восстановительных реакциях (ОВР) калий дихромат выполняет роль исключительно окислителя. Определите фактор эквивалентности для этого соединения, если известно, что в реакции ОВР калий дихромат восстанавливается до трехвалентного иона хрома. 1/3 В зависимости от условий протекания реакции (рН среды) калий перманганат восстанавливается до разных продуктов. Укажите фактор эквивалентности для калий перманганата, вступающего в ОВР в щелочной среде.
1 Галогены 1.Слово «галогены» означает – Рождающий соли 2.К галогенам относят – Элементы группы VII A 3.Электронная формула валентного слоя атомов галогенов ns<sup>2</sup>np<sup>5</sup> 4.Молекулы галогенов имеют – Тетраэдрическое строение 5.Тип связи в молекулах галогенов – Ковалентная неполярная 6.Окислительные свойства свободных галогенов возрастают в ряду – I<sub>2</sub> Br<sub>2</sub> Cl<sub>2</sub> F<sub>2</sub> 7.Энергия сродства к электрону у галогенов убывает в ряду - I<sub>2</sub> Br<sub>2</sub> Cl<sub>2</sub> F<sub>2</sub>; 8.Электроотрицательность увеличивается у галогенов в ряду - F<sub>2</sub>, Cl<sub>2</sub>, Br<sub>2</sub>, I<sub>2</sub>; 9.Наибольшее значение О. Э. О. имеет – Фтор 10.В природе галогены встречаются - только в соединениях 11.Важнейшие минералы фтора – Флюорит, плавиковый шпат 12.Важнейшие минералы хлора – Глауберова соль, хлоралгидрат 13.Фтор получают – Электролизом расплава KHF (гидрофторида калия) 14.Хлор получают в промышленности - Электролизом расплавов и растворов NaCl, KCl 15.Хлор получают в лабораторных условиях – Взаимодействиям соляной кислоты с MnO<sub>2</sub>, KMnO<sub>4</sub> 16.Физические свойства фтора – Желто-зеленый газ, ядовит 17.Физические свойства брома – Темно-бурая жидкость, летуча 18.Физические свойства йода – Темно-серые кристаллы 19.Отношение фтора к воде – Не взаимодействуют, Разлагает воду с выделением О<sub>2</sub> 20.Отношение хлора к воде - Разлагает воду с выделением О<sub>2</sub> 21.Отношение брома к воде – Образует две кислоты при комнатной температуре 22.Отношение йода к воде – Образует две кислоты при комнатной температуре, Образует две кислоты при нагревании 23.Отношение фтора к щелочам – Образует галогенид кислорода 24.Отношение хлора, брома, йода к щелочам – Образует две соли 25.Отношение хлора к щелочам при нагревании – Образует хлорид и хлорат 26.Отношение брома к щелочам на холоду – Образует бромид и гипобромид 27.Отношение брома к щелочам при нагревании – Образует бромид и бромат 28.Отношение йода к щелочам на холоду – Образует йодид и гипойодид 29.Отношение йода к щелочам при нагревании – Образует йодид и йодат 30.Отношение галогенов к кислотам – Не взаимодействуют 31.Физические свойства галогеноводородов – Бесцветные газы 32.Фтороводородная кислота относиться к – Электролитам средней силы 33.Хлороводородная, бромоводородная, йодоводородная кислоты относятся к – Сильным кислотам 34.Сила галогеноводородных кислот возрастает в ряду – HF, HCl, HBr, HI 35.Фтороводородную кислоту получают в промышленности – Действием, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> кон на плавиковый шпат 36.Хлористоводородную кислоту получают в промышленности - Действием, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> кон на повареную соль 37.Бромоводородную кислоту получают в промышленности – Гидролизом галогенангидридов фосфора 38.Йодоводородную кислоту получают в промышленности - Гидролизом галогенангидридов фосфора 39.Восстановительные свойства галогенид-ионов падают в ряду – I- Br- Cl- F- 40.Формула HClO соответствует кислоте – Хлорноватистой 41.Формула HClO<sub>3</sub> соответствует кислоте – Хлорноватой
42.Формула HClO < sub>4</sub> соответствует кислоте – Хлорной 43.Сила кислородосодержащих кислот хлора возрастает в ряду – HClO, HClO<sub>2</sub>, HClO<sub>3</sub>, HClO<sub>4</sub> 44.Соли йодноватистой кислоты называются – Йодидами 45.Хлорная известь это – Хлорат калия 46.Хлорат калия это – Бартолетова соль 47.Свойства хлорноватистой кислоты – Слабая кислота, сильный окислитель 48.Свойства хлорноватой кислоты – Слабая кислота, сильный окислитель 49.Свойства хлорной кислоты – Слабая кислота, сильный окислитель 50.Тип связи в межгалоидных соединениях – Ковалентная полярная Сера 1.Оксид серы (VI) относится к – Кислотным оксидам 2.Физические свойства Оксида серы (VI) – Бесцветный газ, бесцветная жидкость 3.Серная кислота относится к электролитам – Сильным 4.В реакция О. В. Р. Серная кислота играет роль – Сильного восстановителя 5.Ионом-окислителем в разбавленной серной кислоте является – Протон 6.Ионом-окислителем в концентрированной серной кислоте является – Сульфат-ион 7.Разбавленная серная кислота может взаимодействовать – С металлами, стоящими до водорода 8.Концентрированная серная кислота может взаимодействовать – С металлами и неметаллами 9.При взаимодействии разбавленной серной кислоты с восстановителем выделяется – Свободная сера 10.При взаимодействии концентрированной серной кислоты с восстановителем выделяется – В зависимости от силы восстановителя – S, SO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub>S 11.При взаимодействии концентрированной серной кислоты с неметаллами выделяется – Диоксид серы 12.При взаимодействии концентрированной серной кислоты с малоактивными металлами выделяется - В зависимости от силы восстановителя – S, SO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub>S 13.Основными промышленными методами получения серной кислоты являются – Контактный и нитрозный 14.Олеум представляют собой – Раствор SO<sub>3</sub> в серной кислоте 15.Серная кислота образует соли – Сульфаты и гидросульфаты 16.Кристаллогидраты сульфатов двухвалентных металлов носят названия – Купоросы 17.Двойные соли – сульфаты одновалентных и трехвалентных металлов носят название – Квасцы 18.Оксид серы (II) относиться к – Кислотным 19.Формула H<sub>2</sub>SO<sub>2</sub> соответствует кислоте – Сульфоксиловой 20.Сульфоксиловая кислота относится к кислотам - Слабым 21.Соли сульфоксиловой кислоты называются – Сульфоксилаты 22.Формула H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>О<sub>4</sub> соответствует кислоте – Дитионистой
23.Дитионистая кислота (гидросернистая) является производным кислот – Серной и тиосерной 24.Формула H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>О<sub>3</sub> соответствует кислоте – Тиосерной 25.Атомы серы в тиосерной кислоте имеют валентность – II и VI (второй вариант ответа, а то плохо видно!) 26.Продуктами разложения тиосерной кислоты являются – Сера, диоксид серы, вода 27.Продуктами взаимодействия тиосульфата натрия с йодом являются – Йодид натрия и тетратионат натрия 28.Продуктами взаимодействия тиосульфата натрия с хлором являются – Хлорид натрия и серная кислота 29.Политионатные кислоты имеют общую формулу - H<sub>2</sub>S<sub>х</sub>О<sub>6</sub> 30.Число атомов серы в молекулах политионатных кислот составляет – 2-23 31.Соли политионовых кислот носят название – Политионаты 32.Пероксидисульфатная кислота является производным – Пероксида водорода 33.Пероксидисульфатная кислота может быть получена путем – Электролиза раствора серной кислоты 34.В реакциях О. В. Р. пероксидисульфаты могут быть – Сильными окислителями 35.Реакцию пероксидисульфата аммония с сульфатом марганца проводят – В кислой среде 36.Появления розовой окраски в реакции пероксидисульфата аммония с сульфатом марганца обусловлено образованием – Марганцевой кислоты 37.Формула SO<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub> соответствует – Хлористому сульфурилу 38.Формула НSO<sub>3</sub>Cl соответствует – Хлорсульфоновой кислоте 39.При взаимодействии с водой хлорсульфоновая кислота (НSO<sub>3</sub>Cl) и хлористый сульфурил (SO<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub>) образуют – Сернистую и соляную кислоты
Водород 1.Положение водорода в периодической системе Д. И. Менделеева – группа IA VIIA 2.Степени окисления, проявляемые водородом в соединениях - –1,0,+1 3.Строение молекулы водорода – Двухатомна 4.Тип связи в молекуле водорода – Ковалентная неполярная 5.В реакциях ОВР водород играет роль – Только восстановителя 6.Водород является наиболее распространенным элементом – Космоса 7.Изотопами водорода являются – Протий, дейтерий и тритий 8.Радиоактивным изотопом водорода является – Тритий 9.Соединение водорода с неметаллами имеют тип связи – Ионный 10.Соединение водорода с металлами имеют тип связи – Ионный 11.Промышленным способом получение водорода является – Конверсия Метана с водяным паром 12.Лабораторным методом получение водорода является – Взаимодействие цинка с серной кислотой 13.К какому типу оксидов можно отнести воду – Кислотным 14.Молекула воды имеет строение – Тетраэдрическое 15.Тип связи в молекуле воды – Ковалентная полярная и водородная 16.Аномальные физические свойства вод обусловлены – Межмолекулярными водородными связями 17.Жесткость воды обусловлена – Наличием солей Ca и Mg 18.Какие соли обуславливают временную жесткость воды – Гидрокарбонаты кальция и магния 19.Какие соли обуславливают постоянную жесткость воды – Сульфаты кальция и магния
20.Для устранения постоянной жесткости воды используют – Только химические методы 21.Для устранения временной жесткости воды используют – Только физические методы 22.Взаимодействие воды с металлами и неметаллами относятся к реакциям – Гидролиза 23.Взаимодействие воды с солями относятся к реакциям – Гидролиза 24.С позиции теории Бренстеда-Лоури вода относиться к – Амфолитам 25.К какому классу соединений относиться пероксид водорода – Кислота 26.Физические свойства пероксид водорода – Бесцветная летучая жидкость 27.На свету пероксид водорода разлагается на – Воду и водород 28.В окислительно – восстановительных реакциях пероксид водорода играет роль – Окислителя и восстановителя 29.В реакции с перманганатом калия пероксид водорода играет роль – Окислителя 30.В реакции с йодидом калия пероксид водорода выступает в качестве – Окислителя и восстановителя 31.В реакции с сульфидом свинца пероксид водорода играет роль - Окислителя и восстановителя 32.Роль пероксида водорода в ОВР зависит от – Партнера по реакции 33.Продуктом восстановления пероксида водорода в ОВР является – Вода, Кислород 34.Продуктом окисления пероксида водорода в ОВР является – Кислород 35.Пероксид натрия подвергает гидролизу – По аниону двустадийно 36.Промышленным способом получения пероксида водорода – Электролиз раствора серной кислоты 37.Какие соли образует пероксид водорода – Средние и кислые 38.С позиции теории Бренстеда-Лоури пероксид водорода является – Амфолитам 39.В медицине пероксид водорода используется в виде – 3% раствора 40.В медицине пероксид водорода применяется в качестве – Дезинфицирующего средства
Углерод и кремний 1.После кислорода самый распространённый элемент в земной коре – это кремний 2.Среди перечисленных вещ-в аллотропным модификациям углерода относятся – алмаз 3.В отличие от углерода, кремний – в свободном состоянии не встречается 4.Графит и кремний – типичные восстановители 5.Соединения а)углерода и б)кремния с металлами называются – а)карбидами и б)силицидами 6.При взаимодействии углерода с конц. серной кислотой, выделилось 13,44л газов. Масса вступившего в реакцию углерода – 3,6г 7.Для полного растворения кремния можно использовать – смесь конц. азотной и плавиковой кислот… 8.Оксид углерода (II) – это ядовитый газ без цвета и запаха 9. Оксид углерода (II) формально можно считать – ангидридом муравьиной кислоты 10.В присутствии катализатора или под деств. облучения СО окисляется хлором, образуя – ядовитый газ фосген 11.При нагревании СО со многими металлами монооксид углерода образ. летуч. жидкости назыв - карбонилами 12.Карбонилы металлов широко используют – для получения металлов высокой чистоты 13.Какой газ тяжелее углекислого газа – озон 14.Сколько граммов углекислоты можно получить из 9г. карбина – 33г 15.Массовая и мольная доли оксида углерода (IV) в его смеси с неизвестным газом – пропан 16.Угольная кислота в свободном виде – представляет собой газообразное вещ-во тяжелее воздуха 17.Угольная кислота двухосновная и образ. а)средние и б)кислые соли – а)кабонатами и б)гидрокарбонатами 18.Качественная реакция на обнаружение солей угольной кислоты – это действие на них сильных кислот 19.Из всех карбонатов в воде растворимы карбонаты – только щелочных металлов и аммония 20.Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании – разлагаются на карбонаты, углекисл. газ и воду 21.Соединение NaHCO3 называется – гидрокарбонатом натрия 22.Основные количества соды получают – методом Сольвэ 23.Как известно, зелёные растения под действ. Света поглощ. углекисл. газ. Происходит реакция – 6СО2 + 6Н2О > C6H12O6 + 6O2 24. Оксид кремния (IV) – это ангидрид кремниевой кислоты 25.Кремнезём растворяется в – плавиковой кислоте 26.Концентрированные растворы силикатов Na и К называют – жидким стеклом 27. Простейшее соединение водорода и кремния называется – силан 28.Щёлочи очень легко разлагают силан по уравнению – SiH4 + 2KOH +H2O > K2SiO3 + 4H2 29.Среди карбидов и силицидов особое место занимает карборунд SiC, который – по твёрдости близок к алмазу
Германий, олово, свинец 1.Соли оловянной кислоты – станниты – это: сильне восстановители 2.Висмут восстанавливается из его солей при помощи: станнитов 3.Олово даже при высокой t не взаимодействует с: азотом 4.Метаоловяная кислота H2SnO3 получается при растворении: концентрированой HNO3 5.Хлористое олово SnCl2 – это соединение: сильный электролит с ионным характером святи 6.Четыреххлористое олово – SnCl4 – представляет собой: дымящая жидость 7.Сульфид олова (II) – это: бурое вещество 8.Дисульфид олова – SnS2 – это: вещество желтого цвета 9.Где применяется хлорид олова (II) – текстильной промышленности 10.В каком случае металлический свинец не используется?: текстильной промышленности 11.Монооксид свинца (окись свинца) представляет собой: твердое вещество желтого или красного цвета 12.Двуокись свинца представляет собой: буро-коричневый порошок не расстворимый в воде 13.Двуокись свинца PbO2 – это: сильный окислитель 14.При взаимодействии диоксида свинца с MnSO4 образуется: марганцовая кислота 15.Гидрооксид свинца (II) представляет собой вещество: белого цвета 16.Оксиды свинца не применяются: для изготовления аккумуляторов 17.При нейтрализации сульфата свинца выпадает: гідрооксид свинца (IV) бурого цвета 18.Сульфид свинца (PbS) представляет собой осадок: черного цвета 19.Сурик (Pb3O4) представляет собой: оранжево-красный порошок, сильный окислитель 20.Что такое Pb2O3?: соль мето-свинцовой кислоты 21.Сульфид германия представляет собой: осадок оранжевого цвета 22.Дисульфид германия представляет собой: осадок белого цвета
Азот и фосфор 1.В природе азот встречается – в свободном состоянии 2.Азот получают в лаборатории – Разложением нитрита аммония 3.При окислении HN3 в присутствии катализатора образуется – NO и H2O 4. При окислении HN3 без катализатора образуется - N2 и H2O 5.Окислительно-восстановительных реакциях HN3 играет роль – только восстановителя 6.Характерной особенностью солей аммония является – термическая неустойчивость 7.Формула Na – NH2 соответствует – амиду натрия 8.Формула NH2 – NH2соответствует – гидразину 9.Формула NH2 – ОН – соответствует – гидроксиламину 10.Характер оксидов азота – N2O, NO-несолеобразующие, N2O3, N2O5 – кислотные 11.При взаимодействии No2 с водой образуется – азотная и азотистая кислоты 12.Щксид азота (I) получают при – разложении нитрата аммония 13.Оксид азота (II) получают при – взаимодействии разб. HNO3 с медью 14.Азотистая кислота относится к кислотам – слабым 15.Соли азотистой кислоты носят название – нитриты 16.В окислительно-восстановительных реакциях нитриты играют роль – окислителей и восстановителей 17.Азотная кислота и её соли в окисл-восстан. реакциях играют роль – только окислителей 18.Ионом –окислителем в азотной кислоте является – NO3 19.При взаимодействии разбав. HNO3 с медью образуется – нитрат металла + NO + H2O 20.При взаимод очень разбав. HNO3 с цинком образуется – нитрат металла + NH4NO3 + H2O 21..При взаимодействии конц HNO3 с малоактивными металлами образ. – нитрат металла +NO2 + H2O 22.При термическом разложении питратов щелочных металлов образ. – нитрит металла и кислород 23.При термическом разложении нитрата магния образ- оксид металла, NO2 и кислород 24.При термическом разложении нитрата серебра образуется – металл, NO2 и кислород 25.При взаимодействии фосфора с раствором NaOH образ – NaH2PO2 и PH3 26.При взаимодействии P2O5 с двумя молекулами Н2О образ – Пирофосфорная кислота 27.Формула Na2PO2 соответствует – гипофосфиту натрия 28.H3PO3 это – фосфорноватистая кислота 29.Кислота H3PO2 является – одноосновной 30.Раствор дигидрофосфата натрия имеет реакцию среды – кислую
Арсен, стибий, бисмут 1.При взаимодействии Аs2S3 с раствором KOH образуется: Арсенит и тиоарсенит калия 26.Свойства оксидов As (III), Sb (III) и Bi (III) – As2O3 и Sb2O3 - амфотерные, Bi2O3-основной 27.Образование жёлтого осадка наблюдается в реакции – Na3AgO3 + AgNO3
Железо 1. Сколько валентных электронов имеется у элементов подгруппы железа – восемь 2. Сколько валентных электронов имеется у элементов подгруппы кобальта – девять 3. Сколько валентных электронов имеется у элементов подгруппы никеля – десять 4. Электронная конфигурация атома железа заканчивается на – 4s23d6 5. Какой из минералов не содержит железа – криолит 6. Назовите наиболее точное утверждение, относящееся к гидролизу железа (III) Fe(OH)3 – это очень сильный электролит 7. Пентакарбонил железа Fe(CO)5 - это жёлтая летучая жидкость 8. Какие два вещества вступили в реакцию, если в результате образовалось единственное вещество – гидроксид железа (III) – Fe(OH)2 и H2O2 9. Для качественного обнаружения катионов Fe2+ используют реакцию с – тетрароданомеркуриатом аммония 10. С какой из кислот железо не реагирует при обычной температуре – конц. серной кислотой 11. При сплавлении оксида железа(III) со щелочами образуется – феррит калия 12. Соли железа не используются - в ветеринарии 13. Берлинская лазурь – это осадок или раствор синего цвета 14. При сплавлении оксида железа(III) с содой образуется – натриевая соль о – железистой кислоты 15. Феррат калия является сильным окислителем. Он имеет цвет – красно – фиолетовый 16. Для получения сверхчистого железа используются следующие соединения – пентакарбонил железа 17. В зелёной коре масса железа составляет – 4% 18. Стали – это железоуглеродные сплавы с содержанием углерода – менее 2% 19. Чугуны - это железоуглеродные сплавы с содержанием углерода – 2 – 4% 20. Оксид железа (III) – это порошок красно – бурого цвета 21. Железоаммонийные квасцы имеют состав – NH4Fe(SO4)2 *12H2O 22. Соединения кобальта не используются - в сельском хозяйстве 23. Соль фишера, содержащая ион кобальта имеет следующий состав – Na3[Co(No2)6] 24. Какой витамин, являясь важнейшим внутрикомплексным соединением стимулирует кроветворение, свёртывающую систему крови, влияет на обмен углеродов и липидов – В12 25. В природе кобальт от массы земной коры составляет – менее 0,001% 26. В природе никель от массы земной коры составляет – около 0,01% 27. Кобальт и никель встречаются в природе, преимущественно в виде соединений – с мышьяком и серой 28. В каком случае никель не используется – в медицине 29. Тетракарбонил никеля [Ni(CO)4], который используется для получения сверхчистого никеля и как катализатор представляет собой – бесцветную жидкость 30. Берлинская лазурь – это гексацианоферрат (II) железа(III)
Хром и манган 1.Наиболее устойчивым Mn бывает в степенях окисления +2, +4, +7 2.Наиболее устойчивым Сr бывает в степенях окисления +3,+6 3.В природе Mn и Сr наиболее часто находятся в виде – минералов 4.Марганец и хром – активные, но очень хорошо сохраняются на воздухе, образуя тонкую оксидную плёнку 5.Основной способ получения марганца и хрома – алюмотермический 6.Оксид хрома (II) и марганца (II) – типичные основные оксиды 7.Атом хрома имеет такую электронную формулу последнего и предпоследнего слоев – 3s2 3p6 3d5 4s1 8. Атом марганца имеет такую электронную формулу последнего и предпоследнего слоев – 3s2 3p6 3s5 4s2 9.d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств. Одно из утверждений ошибочно – способность возгоняться при нагревании 10.Хром также как алюминий и железо – пассивируется холодными конц. H2SO4 и HNO3 11. Оксид хрома (IV) – ангидрид хромовой и дихромовой кислот, представляющих собой ярко-красные … 12. Оксид марганца (VI) – самое распространённое соединение марганца в природе 13.Хромату бария соответствует формула – BaCrO4 14.Дихромат калия в кислой среду – придаёт раствору оранжевую окраску 15.Перманганат калия – это растворимая в воде соль фиолетового цвета 16.Для прокаливания перманганата калия происходит следующее превращение – 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 17.Наивысшую степень окисления +7 марганец имеет в – перманганате калия KMnO4 18.Алюмотермическое получение марганца описывается уравнением – MgSO4 + 8Al4Al2O3 + 9Mn 19.Оксид хрома (II) и оксид марганца (II) – типичные амфотерные оксиды 20. Оксиды марганца (II) и хрома (II) и гемипентаоксид марганца (V) – типичные кислотные оксиды 21.Для получения цветного стекла в исходную шихту добавляют оксиды металлов. а) фиолетовый и б)изумрудно-зелёный цвет стекла – a)MnO и б)Cr2O3 22.Основное применение металлов марганца и хрома – легирование сталей в металлургии 23.Соединение Н2Cr2O6 назыв – пероксихроматная кислота 24.В нейтральной среде перманганат-ион – присоединяет 3е, восстанавливаясь до MnO2 25..В щелочной среде перманганат-ион – присоединяет 1е, восстанавливаясь до MnO4 26.Дихромат и перманганат-ионы реагируют с пероксидом водорода с образов – кислорода свободного 27.При нагревании марганец окисляется неметаллами до соединений - Mn(II) 28.Равновесие между хромат- и дихромат ионами будет смещаться влево при – прибавлении кислоты 29.Сколько валентных электронов имеется у элементов группы железа – восемь
Алюминий и бор 1.Рубин и сапфир кристал. строение - Al2 O3 2.При высоких температурах как алюминий, так и бор образует с углеродом карбиды следующего вещества – Al4 C3,B4C 3.При высоких температурах как алюминий, так и бор реагируют с азотом образуя при этом соответствующие - нитриды 4.Каким реагентом надо подействовать на алюминий, чтобы получить максимальное количество водорода – не зависит от реагента, концентрированным раствором щелочи 5.Алюминий в промышленности получают электролизом расплава Al2 O3 6.Одним из самых известных сплавов алюминия является – дюралюминий 7.Какое из соединений алюминия используется в медицине для лечения кожных заболеваний – Al(CH3COO)3 8.Алюмокалиевым квасцам соответствует формула – KAl(SO4)3 * 12H2O 9.В каком случае бура не используется – в сельском хозяйстве 10.Основным сырьем для получения алюминия являются – бокситы 11.В каком случае алюминий не применяется – в аналитической химии 12.Какие соли алюминия подвергаются необратимому гидролизу – хлориды 13.Карбид и нитрид бора широко используются в промышленности в качестве – абразивных и шлифовальных материалов 14.Какой из перечисленных оксидов обладает амфотерными свойствами - Al2 O3 Основной характеристикой вещества является масса
|
|||||||||
|
|
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-10; просмотров: 422; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.14.141.228 (0.224 с.) |
