Химия металлов : типовые экзаменационные билеты по неорганической химии

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ 

№ 611 
МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ 

ИНСТИТУТ СТАЛИ и СПЛАВОВ 

Технологический университет 

МИСиС 

Кафедра общей и неорганической химии 

Химия металлов 

Типовые экзаменационные билеты 
по неорганической химии 

Под редакцией профессора В.И. 
Деляна 

Рекомендовано редакционно-издательским 
советом института 

Москва Издательство ´УЧЕБАª 2006 

УДК 546.3 
Х46 

Рецензент 
д-р техн. наук, проф. И.В. Николаев 

А в т о р ы : 
М.Н. Тер-Акопян, Ю.В. Соколова, С.Ю. Богословский, 
О.А. Болотина, А.С. Попович, Л.Г. Титов, Г.М. Курдюмов 

Химия металлов: Типовые экзаменационные билеты по 
Х46 неорганической химии / Под ред. проф. В.И. Деляна. – М.: 
МИСиС, 2006. – 54 с. 

Сборник задач предназначен для подготовки к экзамену после завершения второго семестра по курсу «Неорганическая химия». Представлены типовые экзаменационные билеты для студентов 1-го курса разных факультетов. В первом билете для каждого из факультетов приводятся задачи с решениями, во втором – только с ответами. 

Цель авторов – помочь студентам лучше подготовиться к сдаче экзамена. 

© Московский государственный институт 
стали и сплавов (технологический 
университет) (МИСиС), 2006 

СОДЕРЖАНИЕ 

Предисловие 
4 

1. Факультет металлургических технологий, ресурсосбережения 
и экологии 
5 

2. Физико-химический факультет 
13 

3. Энерго-экологический факультет 
21 

4. Технологический факультет 
28 

5. Вечерний факультет 
36 

6. Факультет цветных и драгоценных металлов и факультет 
полупроводниковых материалов и приборов 
44 

Библиографический список 
53 

3 

ПРЕДИСЛОВИЕ 

В сборнике задач приведены типовые билеты экзамена по химии, 
проводимого после завершения второго семестра. Для студентов каждого факультета представлено два билета: первый – содержащий 
решения и ответы, второй – содержащий только ответы. 

В разделах 1–5 приводятся задачи для письменного экзамена, в 
разделе 6 – для компьютерного. 

Рекомендуется проработать весь представленный материал, а не только билеты для вашего факультета. Отметим, что необходимые значения 
стандартных электродных потенциалов приведены в приложении [1]. 

При подготовке к экзамену целесообразно обратить особое внимание на учебную литературу, содержащую задачи с решениями. 
Такие задачи включены и в ваш основной учебник [2], и в задачник 
[3]. Учебное пособие [4] посвящено разбору задач компьютерного 
курса «Химия металлов». Сборник задач [5] содержит решения ранее 
предлагавшихся экзаменационных билетов. Хорошо подготовленные 
студенты, претендующие на отличную оценку, могут обратиться к 
решению олимпиадных задач [6]. 

Экзамен по химии проводится либо в письменной форме, либо в 
форме компьютерного экзамена. Во время экзамена разрешается пользоваться конспектом лекций, включающим раздаточный материал, при 
этом полезно иметь с собой лекции не только второго, но и первого 
семестра. Необходимые справочные данные – периодическая система 
элементов, таблица стандартных электродных потенциалов окислительно-восстановительных систем, константы нестойкости комплексов – будут предоставлены в ваше распоряжение экзаменатором. 

Основным условием допуска к экзамену является выполнение и 
защита семестровых лабораторных работ. 

Студенты, имеющие задолженность по выделенным контрольным 
работам (ВКР), допускаются к экзамену, но для таких студентов устанавливается более высокий уровень, отделяющий оценку «три» от 
неудовлетворительной оценки. 

Студенты, имеющие все три модульные оценки «5», а также студенты, 
принимавшие участие в олимпиаде по химии и занявшие на ней призовое 
место, получают экзаменационную оценку «отлично» автоматически. 

Право на досрочную сдачу экзамена получают студенты, имеющие модульные оценки не ниже «4», а также студенты, успешно 
справившиеся с компьютерными заданиями по разделу «Химия металлов» (при наличии у них допуска к экзамену). 

4 

1. ФАКУЛЬТЕТ 
МЕТАЛЛУРГИЧЕСКИХ 

ТЕХНОЛОГИЙ, 
РЕСУРСОСБЕРЕЖЕНИЯ 

И ЭКОЛОГИИ 

Билет 1 

Задача 1 
Используя табличные данные, в ряду металлов: серебро, кадмий, 
марганец, свинец - выберите такие, которые невозможно растворить 
в 1М растворе нитрата никеля (II). 

Решение 
Окисление металла ионами никеля по реакции M + Ni2+ -^ MZ+ + Ni 
возможно, если выполняется условие, что потенциал восстановителя, 
т. е. потенциал перехода металла в окисленную форму, ниже потенциала окислителя, в данном случае потенциала ф° Ni 2.Ni . Выпишем из 

приложения [1] значения потенциалов 9° M Z.M для всех указанных 

металлов и расположим их в ряд в порядке возрастания: 

Mn2^Mn 
Cd2^/Cd 
Ni2^/Ni 
Pb2^/Pb 
Ag^/Ag 
ф , B 
-1,18 
-0,4 
-0,25 
-0,13 
0,8 

Условие 9° M Z.M <9° Ni.Ni выполняется для марганца и кадмия, 

соответственно, эти металлы будут растворяться в растворе нитрата 
никеля, а свинец и серебро - нет. 

Задача 2 

Определите предельное значение изотонического коэффициента 
Вант-Гоффа в растворе железоаммонийных квасцов. 

Решение 
Квасцами называют твердые растворимые в воде вещества состава 
MIMIII(SO4)2-12H2O, где MI - K, Na, NH4+ и др., а MIII - Al, Cr, Fe и др. 
Квасцы - сильные электролиты, диссоциируют по типу двойных солей. Так, железоаммонийные квасцы диссоциируют по уравнению 

NH4 Fe (SO4)2-12H2O -^ NH4 + Fe3 + 2SO42 + 12H2O. 

5 

Напомним, что изотонический коэффициент Вант-Гоффа z отражает увеличение числа частиц растворённого вещества по сравнению 
с исходным числом молекул. Максимальное значение / достигается 
при степени диссоциации 100 % и равно числу ионов, образующихся 
при диссоциации одной молекулы вещества. В данном случае при 
диссоциации образуется один ион аммония, один ион железа и два 
сульфат-иона, т.е. z = 4. 

Задача 3 

Энтальпия образования оксида ртути (II) составляет -90,6 кДж/моль. 
Рассчитайте изменение энтальпии при термическом разложении 
163 г оксида ртути (II). 

Решение 
Энтальпия образования HgO (A//°HgO) является энтальпией следующей реакции: 

Hg(ж) + — O2 (г) = HgO(т), Дл = -90,6 кДж. 

2 

Нас интересует энтальпия процесса разложения этого оксида, т.е. 
реакции, обратной первой: 

1 

HgO(т) = Hg(ж) + — O2 (г). 

2 

Согласно следствию из закона Гесса энтальпия обратной реакции 
равна по величине и противоположна по знаку энтальпии прямой 
реакции, т.е. энтальпия распада одного моля HgO равна 90,6 кДж. 
Определим количество вещества HgO в 163 г: 

т 
163 

п = — = 
= 0,751 моля. 

М 
217 

Энтальпия разложения 0,751 моля HgO представляет собой произведение: 

0,751 • 90,6 = 68 кДж. 

(Отметим, что 68 кДж - это энтальпия реакции: 0,751 HgO(т) = 
= 0,751 Hg(ж) + 0,376 O2 (г).) 

6