Документ представляет собой комплект контрольно-измерительных материалов для проверки знаний и умений студентов по общей и неорганической химии. ФОС разработан в соответствии с требованиями федерального государственного образовательного стандарта и предназначен для проведения текущего контроля успеваемости и промежуточной аттестации в форме устного экзамена.
Содержание фонда оценочных средств структурировано по основным разделам дисциплины и включает следующие компоненты:
1. Структура комплекта КОС
✓ Фонд охватывает 2 раздела дисциплины: "Основные понятия и законы химии" и "Неорганические вещества и их свойства".
✓ Для текущего контроля предусмотрены 3 контрольные работы и 4 домашних задания.
✓ Промежуточная аттестация представлена перечнем из 24 вопросов для подготовки к устному экзамену.
2. Текущий контроль (контрольные работы)
Контрольная работа № 1. Растворы. Обменные реакции в растворах (10 заданий):
✓ Расчёт количества вещества по молярной концентрации (n = C·V, m = n·M).
✓ Соотношение молярной и молярной концентрации эквивалента для разных электролитов (Na₂SO₃, H₃PO₄, Ca(OH)₂, KNO₃, H₂S).
✓ Расчёт молярной концентрации по массовой доле и плотности раствора.
✓ Сравнение силы электролитов по константе диссоциации (Kдисс — чем больше, тем сильнее электролит).
✓ Составление молекулярных уравнений по сокращённому ионно-молекулярному уравнению (Pb²⁺ + SO₄²⁻ = PbSO₄↓).
✓ Расчёт концентрации ионов в растворе соли (Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄³⁻).
✓ Расчёт pH раствора слабого основания Ca(OH)₂.
✓ Определение концентрации ОН⁻ по pH и pOH (pH + pOH = 14).
✓ Оценка кислотности растворов солей (гидролиз).
✓ Выбор лучшего осадителя по величине произведения растворимости (меньше ПР — лучше осаждение).
Контрольная работа № 2. Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы (12 заданий):
✓ Составление электронного баланса для ОВР (P + HNO₃ → H₃PO₄ + NO₂ + H₂O), определение окислителя и восстановителя.
✓ Классификация веществ по окислительно-восстановительным свойствам (KClO₃, KCl, Cl₂, NaClO₄).
✓ Определение возможности протекания реакций на основе электрохимического ряда напряжений металлов.
✓ Выбор металлов для анода в гальваническом элементе с никелевым катодом (металлы левее Ni в ряду напряжений).
✓ Процессы на электродах в гальваническом элементе Sn/Sn²⁺//Pb²⁺/Pb (анод — окисление Sn, катод — восстановление Pb²⁺).
✓ Расчёт ЭДС гальванического элемента по уравнению Нернста.
✓ Определение изменения pH у катода при электролизе (восстановление воды → ОН⁻).
✓ Процессы при электролизе AgNO₃ с серебряными электродами (растворимый анод).
✓ Расчёт массы вещества на катоде по объёму газа на аноде (электролиз ZnSO₄).
✓ Сравнение скорости растворения металлов в кислой среде.
✓ Выбор анодных покрытий для стали (металлы с более отрицательным потенциалом).
✓ Определение продуктов коррозии при повреждении медного покрытия на стали (Fe²⁺).
Контрольная работа № 3. Свойства элементов и их соединений (10 заданий):
✓ Электронная конфигурация внешнего уровня для иода и иона I⁵⁺.
✓ Реакции растворения F₂ в воде (2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂).
✓ Свойства хлора: взаимодействие с водой (Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO), щелочами (2NaOH + Cl₂ → NaCl + NaClO + H₂O — холодная; 6NaOH + 3Cl₂ → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O — горячая), металлами и неметаллами.
✓ Изменение свойств оксидов азота в ряду N₂O → NO → N₂O₃ → NO₂ → N₂O₅ (усиление кислотных свойств).
✓ Цепочка превращений Ca → CaO → Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ → CaSO₄ (составление уравнений).
✓ Окислительно-восстановительные реакции с участием KI и NaNO₂ в кислой среде; реакция нейтрализации HClO₄ с KOH.
✓ Расчёт массы и количества вещества кислорода при разложении киновари (HgS) с учётом массовой доли примесей.
✓ Расчёт массы аммиака по объёму азота с учётом практического выхода (60%).
✓ Расчёт объёма газа при взаимодействии цинка с гидроксидом натрия (Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑).
✓ Определение молярной массы и названия соединения по массовым долям элементов (Na₂Cr₂O₇ — дихромат натрия).
3. Текущий контроль (домашние задания)
Домашнее задание № 1. Строение атома (10 заданий, на примере Cs, Fe, Te):
✓ Определение числа энергетических уровней (период).
✓ Определение группы и подгруппы (главная А или побочная В).
✓ Расчёт числа протонов, электронов и нейтронов.
✓ Составление полных электронных формул по правилу Клечковского.
✓ Определение электронного семейства (s-, p-, d-, f-элемент).
✓ Сокращённые электронные формулы для внешних и валентных электронов.
✓ Электронно-графические формулы валентных электронов, квантовые числа.
✓ Суммарный спин электронов последнего заполняемого подуровня.
✓ Количество спаренных и неспаренных валентных электронов в нормальном состоянии.
✓ Электронные и электронно-графические формулы для возбуждённых состояний.
Домашнее задание № 2. Химическая связь и строение молекул (9 заданий, на примере POBr₃, PI₅, P₂O₃):
✓ Графические формулы молекул.
✓ Определение числа σ- и π-связей.
✓ Определение наиболее полярной связи (по разности электроотрицательностей).
✓ Электронные и электронно-графические формулы внешнего уровня центрального атома (фосфор) в основном и возбуждённых состояниях.
✓ Донорно-акцепторный механизм образования связи (фосфор как акцептор).
✓ Тип гибридизации орбиталей центрального атома (sp³, sp³d, sp³d²).
✓ Пространственная форма молекулы (тетраэдр, тригональная бипирамида, плоский треугольник).
✓ Дипольный момент молекулы (μ = 0 — неполярная, μ ≠ 0 — полярная).
✓ Тип межмолекулярного взаимодействия, приводящий к конденсации (ориентационное, индукционное, дисперсионное).
Домашнее задание № 3. Основные закономерности протекания химических реакций (9 заданий):
✓ Интерпретация расчётной формулы по закону Гесса для определения теплового эффекта реакции.
✓ Определение знака изменения энтропии (ΔS° > 0 — увеличение числа молей газа или переход из конденсированного состояния в газообразное).
✓ Определение возможности восстановления оксидов водородом по величине ΔG (ΔG < 0 — реакция возможна).
✓ Определение реакции, соответствующей энтальпии образования NO₂ (образование из простых веществ).
✓ Расчёт энергии Гиббса (ΔG = ΔH – T·ΔS) и определение направления реакции.
✓ Изменение скорости реакции при изменении объёма системы (уменьшение объёма → увеличение концентраций → увеличение скорости).
✓ Расчёт времени реакции при изменении температуры по правилу Вант-Гоффа.
✓ Определение энергии активации по энергетической диаграмме.
✓ Смещение химического равновесия в реакции крекинга пропана (увеличение температуры и уменьшение давления способствуют образованию продуктов).
Домашнее задание № 4. Основные понятия химии. Номенклатура и классификация неорганических соединений (4 задания):
✓ Заполнение таблицы: расчёт молярной массы, массы, объёма, количества вещества и числа структурных единиц по известным данным.
✓ Номенклатура: составление формул по названиям (сульфид кадмия, фосфористая кислота, гидроксид железа(III), оксид титана(IV), гидросульфид калия, нитрат гидроксоолова(II)) и названия по формулам (Ca₃(PO₄)₂, FeOHSO₃, Co(OH)₃, HClO₄, Ba(HCO₃)₂).
✓ Классификация оксидов: основные (Na₂O, CaO), кислотные (GeO₂, SiO₂), амфотерные (Cr₂O₃); составление формул соответствующих гидроксидов.
✓ Определение кислот, образующих кислые соли (H₂S, H₃AsO₃, HPO₃), и оснований, образующих основные соли (Cu(OH)₂, Mg(OH)₂, Fe(OH)₂); составление формул солей.
✓ Цепочка превращений: Zn → ZnO → ZnSO₄ → Zn(NO₃)₂ → O₂ (составление уравнений реакций).
4. Промежуточная аттестация (устный экзамен)
Перечень из 24 вопросов, охватывающих все разделы дисциплины:
✓ Основные понятия и законы химии: атомная и молекулярная масса, моль, молярная масса, эквивалент, степень окисления, валентность; классификация неорганических соединений (оксиды, основания, кислоты, соли), их общие свойства.
✓ Строение атома и периодический закон: квантово-механическая модель атома, принципы заполнения орбиталей (правило Клечковского, принцип Паули, правило Гунда); периодический закон Д.И. Менделеева, структура Периодической таблицы (периоды, группы, s-, p-, d-, f-элементы); периодичность изменения радиусов атомов, энергий ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности.
✓ Химическая связь: основные понятия, механизмы образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный); гибридизация орбиталей (sp, sp², sp³, sp³d, sp³d²), пространственная конфигурация молекул, полярность связи и полярность молекулы; ионная связь (поляризуемость и поляризующее действие ионов); металлическая связь; водородная связь (энергия, образование, значение в растворах), межмолекулярные взаимодействия.
✓ Химическая термодинамика и кинетика: внутренняя энергия, энтальпия, тепловой эффект, закон Гесса, энтропия; прогнозирование направления процессов по энергии Гиббса; скорость реакции (зависимость от концентрации и температуры); химическое равновесие, константа равновесия, принцип Ле-Шателье.
✓ Растворы и электролитическая диссоциация: дисперсные системы, механизм растворения, теплота растворения; способы выражения концентрации (массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента); теория электролитической диссоциации, изотонический коэффициент; растворимость и произведение растворимости; константа диссоциации, pH растворов; гидролиз солей.
✓ Электрохимия и ОВР: электрохимия, стандартные электродные потенциалы; электролиз растворов и расплавов (законы Фарадея); окислительно-восстановительные реакции, классификация, влияние среды.
✓ Свойства простых веществ и их соединений: металлы и неметаллы (положение в таблице, общие физические и химические свойства, взаимодействие с кислотами и щелочами); свойства соединений металлов и неметаллов.
5. Критерии оценки
Для всех видов текущего контроля и экзамена установлена единая шкала:
✓ "Отлично" — более 90% правильных ответов/выполненных заданий.
✓ "Хорошо" — 75–90%.
✓ "Удовлетворительно" — 50–74%.
✓ "Неудовлетворительно" — менее 50%.
6. Формируемые компетенции
Освоение дисциплины направлено на развитие общих (ОК 01, ОК 02, ОК 07, ОК 09) и профессиональных компетенций (ПК 1.1, ПК 1.2), что обеспечивает формирование у студентов:
✓ Умений давать характеристику химических элементов по положению в Периодической системе; использовать лабораторное оборудование; применять законы химии для решения задач; проводить качественные реакции; составлять уравнения реакций и электронно-ионный баланс.
✓ Знаний о гидролизе солей, электролизе, диссоциации электролитов, классификации реакций, химическом равновесии, свойствах химических связей, строении атомов и свойствах неорганических веществ.
ФОС по общей и неорганической химии носит комплексный характер и позволяет всесторонне оценить как теоретические знания (строение атома, химическая связь, термодинамика, кинетика, электрохимия), так и практические навыки (расчётные задачи, составление уравнений, номенклатура), обеспечивая фундаментальную химическую подготовку будущих техников-технологов для профессиональной деятельности в биохимическом производстве.
✓ Сравнение силы электролитов по константе диссоциации (Kдисс — чем больше, тем сильнее электролит).
✓ Составление молекулярных уравнений по сокращённому ионно-молекулярному уравнению (Pb²⁺ + SO₄²⁻ = PbSO₄↓).
✓ Расчёт концентрации ионов в растворе соли (Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄³⁻).
✓ Расчёт pH раствора слабого основания Ca(OH)₂.
✓ Определение концентрации ОН⁻ по pH и pOH (pH + pOH = 14).
✓ Оценка кислотности растворов солей (гидролиз).
✓ Выбор лучшего осадителя по величине произведения растворимости (меньше ПР — лучше осаждение).
Контрольная работа № 2. Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы (12 заданий):
✓ Составление электронного баланса для ОВР (P + HNO₃ → H₃PO₄ + NO₂ + H₂O), определение окислителя и восстановителя.
✓ Классификация веществ по окислительно-восстановительным свойствам (KClO₃, KCl, Cl₂, NaClO₄).
✓ Определение возможности протекания реакций на основе электрохимического ряда напряжений металлов.
✓ Выбор металлов для анода в гальваническом элементе с никелевым катодом (металлы левее Ni в ряду напряжений).
✓ Процессы на электродах в гальваническом элементе Sn/Sn²⁺//Pb²⁺/Pb (анод — окисление Sn, катод — восстановление Pb²⁺).
✓ Расчёт ЭДС гальванического элемента по уравнению Нернста.
✓ Определение изменения pH у катода при электролизе (восстановление воды → ОН⁻).
✓ Процессы при электролизе AgNO₃ с серебряными электродами (растворимый анод).
✓ Расчёт массы вещества на катоде по объёму газа на аноде (электролиз ZnSO₄).
✓ Сравнение скорости растворения металлов в кислой среде.
✓ Выбор анодных покрытий для стали (металлы с более отрицательным потенциалом).
✓ Определение продуктов коррозии при повреждении медного покрытия на стали (Fe²⁺).
Контрольная работа № 3. Свойства элементов и их соединений (10 заданий):
✓ Электронная конфигурация внешнего уровня для иода и иона I⁵⁺.
✓ Реакции растворения F₂ в воде (2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂).
✓ Свойства хлора: взаимодействие с водой (Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO), щелочами (2NaOH + Cl₂ → NaCl + NaClO + H₂O — холодная; 6NaOH + 3Cl₂ → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O — горячая), металлами и неметаллами.
✓ Изменение свойств оксидов азота в ряду N₂O → NO → N₂O₃ → NO₂ → N₂O₅ (усиление кислотных свойств).
✓ Цепочка превращений Ca → CaO → Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ → CaSO₄ (составление уравнений).
✓ Окислительно-восстановительные реакции с участием KI и NaNO₂ в кислой среде; реакция нейтрализации HClO₄ с KOH.
✓ Расчёт массы и количества вещества кислорода при разложении киновари (HgS) с учётом массовой доли примесей.
✓ Расчёт массы аммиака по объёму азота с учётом практического выхода (60%).
✓ Расчёт объёма газа при взаимодействии цинка с гидроксидом натрия (Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑).
✓ Определение молярной массы и названия соединения по массовым долям элементов (Na₂Cr₂O₇ — дихромат натрия).
3. Текущий контроль (домашние задания)
Домашнее задание № 1. Строение атома (10 заданий, на примере Cs, Fe, Te):
✓ Определение числа энергетических уровней (период).
✓ Определение группы и подгруппы (главная А или побочная В).
✓ Расчёт числа протонов, электронов и нейтронов.
✓ Составление полных электронных формул по правилу Клечковского.
✓ Определение электронного семейства (s-, p-, d-, f-элемент).
✓ Сокращённые электронные формулы для внешних и валентных электронов.
✓ Электронно-графические формулы валентных электронов, квантовые числа.
✓ Суммарный спин электронов последнего заполняемого подуровня.
✓ Количество спаренных и неспаренных валентных электронов в нормальном состоянии.
✓ Электронные и электронно-графические формулы для возбуждённых состояний.
Домашнее задание № 2. Химическая связь и строение молекул (9 заданий, на примере POBr₃, PI₅, P₂O₃):
✓ Графические формулы молекул.
✓ Определение числа σ- и π-связей.
✓ Определение наиболее полярной связи (по разности электроотрицательностей).
✓ Электронные и электронно-графические формулы внешнего уровня центрального атома (фосфор) в основном и возбуждённых состояниях.
✓ Донорно-акцепторный механизм образования связи (фосфор как акцептор).
✓ Тип гибридизации орбиталей центрального атома (sp³, sp³d, sp³d²).
✓ Пространственная форма молекулы (тетраэдр, тригональная бипирамида, плоский треугольник).
✓ Дипольный момент молекулы (μ = 0 — неполярная, μ ≠ 0 — полярная).
✓ Тип межмолекулярного взаимодействия, приводящий к конденсации (ориентационное, индукционное, дисперсионное).
Домашнее задание № 3. Основные закономерности протекания химических реакций (9 заданий):
✓ Интерпретация расчётной формулы по закону Гесса для определения теплового эффекта реакции.
✓ Определение знака изменения энтропии (ΔS° > 0 — увеличение числа молей газа или переход из конденсированного состояния в газообразное).
✓ Определение возможности восстановления оксидов водородом по величине ΔG (ΔG < 0 — реакция возможна).
✓ Определение реакции, соответствующей энтальпии образования NO₂ (образование из простых веществ).
✓ Расчёт энергии Гиббса (ΔG = ΔH – T·ΔS) и определение направления реакции.
✓ Изменение скорости реакции при изменении объёма системы (уменьшение объёма → увеличение концентраций → увеличение скорости).
✓ Расчёт времени реакции при изменении температуры по правилу Вант-Гоффа.
✓ Определение энергии активации по энергетической диаграмме.
✓ Смещение химического равновесия в реакции крекинга пропана (увеличение температуры и уменьшение давления способствуют образованию продуктов).
Домашнее задание № 4. Основные понятия химии. Номенклатура и классификация неорганических соединений (4 задания):
✓ Заполнение таблицы: расчёт молярной массы, массы, объёма, количества вещества и числа структурных единиц по известным данным.
✓ Номенклатура: составление формул по названиям (сульфид кадмия, фосфористая кислота, гидроксид железа(III), оксид титана(IV), гидросульфид калия, нитрат гидроксоолова(II)) и названия по формулам (Ca₃(PO₄)₂, FeOHSO₃, Co(OH)₃, HClO₄, Ba(HCO₃)₂).
✓ Классификация оксидов: основные (Na₂O, CaO), кислотные (GeO₂, SiO₂), амфотерные (Cr₂O₃); составление формул соответствующих гидроксидов.
✓ Определение кислот, образующих кислые соли (H₂S, H₃AsO₃, HPO₃), и оснований, образующих основные соли (Cu(OH)₂, Mg(OH)₂, Fe(OH)₂); составление формул солей.
✓ Цепочка превращений: Zn → ZnO → ZnSO₄ → Zn(NO₃)₂ → O₂ (составление уравнений реакций).
4. Промежуточная аттестация (устный экзамен)
Перечень из 24 вопросов, охватывающих все разделы дисциплины:
✓ Основные понятия и законы химии: атомная и молекулярная масса, моль, молярная масса, эквивалент, степень окисления, валентность; классификация неорганических соединений (оксиды, основания, кислоты, соли), их общие свойства.
✓ Строение атома и периодический закон: квантово-механическая модель атома, принципы заполнения орбиталей (правило Клечковского, принцип Паули, правило Гунда); периодический закон Д.И. Менделеева, структура Периодической таблицы (периоды, группы, s-, p-, d-, f-элементы); периодичность изменения радиусов атомов, энергий ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности.
✓ Химическая связь: основные понятия, механизмы образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный); гибридизация орбиталей (sp, sp², sp³, sp³d, sp³d²), пространственная конфигурация молекул, полярность связи и полярность молекулы; ионная связь (поляризуемость и поляризующее действие ионов); металлическая связь; водородная связь (энергия, образование, значение в растворах), межмолекулярные взаимодействия.
✓ Химическая термодинамика и кинетика: внутренняя энергия, энтальпия, тепловой эффект, закон Гесса, энтропия; прогнозирование направления процессов по энергии Гиббса; скорость реакции (зависимость от концентрации и температуры); химическое равновесие, константа равновесия, принцип Ле-Шателье.
✓ Растворы и электролитическая диссоциация: дисперсные системы, механизм растворения, теплота растворения; способы выражения концентрации (массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента); теория электролитической диссоциации, изотонический коэффициент; растворимость и произведение растворимости; константа диссоциации, pH растворов; гидролиз солей.
✓ Электрохимия и ОВР: электрохимия, стандартные электродные потенциалы; электролиз растворов и расплавов (законы Фарадея); окислительно-восстановительные реакции, классификация, влияние среды.
✓ Свойства простых веществ и их соединений: металлы и неметаллы (положение в таблице, общие физические и химические свойства, взаимодействие с кислотами и щелочами); свойства соединений металлов и неметаллов.
5. Критерии оценки
Для всех видов текущего контроля и экзамена установлена единая шкала:
✓ "Отлично" — более 90% правильных ответов/выполненных заданий.
✓ "Хорошо" — 75–90%.
✓ "Удовлетворительно" — 50–74%.
✓ "Неудовлетворительно" — менее 50%.
6. Формируемые компетенции
Освоение дисциплины направлено на развитие общих (ОК 01, ОК 02, ОК 07, ОК 09) и профессиональных компетенций (ПК 1.1, ПК 1.2), что обеспечивает формирование у студентов:
✓ Умений давать характеристику химических элементов по положению в Периодической системе; использовать лабораторное оборудование; применять законы химии для решения задач; проводить качественные реакции; составлять уравнения реакций и электронно-ионный баланс.
✓ Знаний о гидролизе солей, электролизе, диссоциации электролитов, классификации реакций, химическом равновесии, свойствах химических связей, строении атомов и свойствах неорганических веществ.
ФОС по общей и неорганической химии носит комплексный характер и позволяет всесторонне оценить как теоретические знания (строение атома, химическая связь, термодинамика, кинетика, электрохимия), так и практические навыки (расчётные задачи, составление уравнений, номенклатура), обеспечивая фундаментальную химическую подготовку будущих техников-технологов для профессиональной деятельности в биохимическом производстве.
✅