ВВЕДЕНИЕ 2 страница

3. Как изменяется восстановительная активность металлов II-А подгруппы? Как изменяется основной характер оксидов и гидроксидов этих металлов?

4. Напишите электронные формулы атомов Ni, P и соответствующих ионов: Ni³⁺, P^3‾.

Вариант №11

1. Исходя из положения элементов в периодической системе, дайте характеристику атомов: а) железа; б) селена.

2. Какую низшую степень окисления проявляют: хлор, сера, азот, углерод? Составьте формулы водородных соединений этих элементов. Как изменяется восстановительная способность этих соединений?

3. Укажите самый активный металл и неметалл пятого периода. Напишите формулы их оксидов и укажите их характер.

4. Напишите электронные формулы атомов Br, Mn и соответствующих ионов: Br^‾, Mn⁶⁺.

Вариант №12

1. Исходя из положения элементов в периодической системе, дайте характеристику атомов: а) вольфрама; б) фосфора.

2. Как изменяются свойства р–элементов V-А подгруппы? Составьте формулы соединений, отвечающих их низшей и высшей степеням окисления.

3. Хлор образует соединения, в которых он проявляет степени окисления 1+, 3+, 5+, 7+. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Как изменяется сила кислот?

4. Напишите электронные формулы атомов Al, As и соответствующих ионов: Al³⁺, As^3‾.

Вариант №13

1. Исходя из положения элементов в периодической системе, дайте характеристику атомов: а) марганца; б) германия.

2. Как изменяется кислотно-основной характер оксидов и гидроксидов хрома, соответствующих степеням окисления 2+, 3+, 6+?

3. Как изменяется окислительная активность, неметаллические свойства элементов VІІ-А подгруппы? Составьте формулы водородных соединений элементов этой подгруппы.

4. Напишите электронные формулы атомов Ca, Sn и соответствующих ионов: Ca²⁺, Sn⁴⁺.

Вариант №14

1. Исходя из положения элементов в периодической системе, дайте характеристику атомов: а) бария; б) брома.

2. На каком основании хром и сера, фосфор и ванадий располагаются в одной группе? Почему их помещают в разные подгруппы? Составьте формулы высших оксидов этих элементов и определите их характер.

3. Какое состояние атома называется возбужденным? Изобразите распределение электронов по квантовым ячейкам в нормальном и возбужденном состояниях атома серы.

4. Напишите электронные формулы ионов: Ge^4‾, Pb²⁺.

Вариант №15

1. Исходя из положения элементов в периодической системе, дайте характеристику атомов: а) олова; б) фосфора.

2. Что характеризует спиновое квантовое число электрона? Какова максимальная спин-валентность атома с распределением валентных электронов …5s²5p³?

3. Как изменяется электроотрицательность, окислительная активность, неметаллические свойства р-элементов пятого периода? Составьте формулы высших оксидов этих элементов.

4. Напишите электронные формулы ионов: Cr³⁺, Cl^‾.

4. ТЕМА: "Химическая связь, строение молекул"

Теория химической связи относится к числу основных вопросов курса химии, т. к. свойства веществ и их реакционная способность зависят не только от состава, строения молекул, но и от типа химической связи между атомами. При изучении этой темы необходимо:

- разобраться в механизме образования ионной, ковалентной и металлической связей;

- усвоить свойства и разновидности ковалентной связи;

- изучить особенности свойств соединений с различными типами химических связей;

- приобрести навыки в составлении электронных схем образования молекул с различными типами химической связи.

1. Укажите тип химической связи в молекулах соединений вашего варианта.

2. Составьте электронные схемы образования молекул с ковалентной связью. Электроны, каких орбиталей атомов принимают участие в образовании ковалентной связи? Определите валентность и степени окисления атомов в молекуле.

3. Изобразите электронными уравнениями процессы образования соединений с ионной связью.

Варианты контрольных заданий в таблице №2

№варианта	Формулы соединений
	I2	HI	CrCl3	PbO	(H2O)n
	NH4Cl	BaI2	AsH3	K2O	F2
	Cl2	Mn2O3	CH4	ZnS	SiO2
	Fe2O3	N2	NaBr	NH4^+	SO2
	Al	MgO	N2	H2S	FeCl3
	PCl3	HF	Mn2O3	Cl2	PI2
	CO2	H2S	PbCl4	Fe2S3	Br2
	KOH	Br2	ZnO	AlBr3	H2O
	CuCl	HBr	CO2	Cr2O3	I2
	O2	CaS	Na2O	H2S	CCl4
	(HF)n	SiBr4	Cl2	CuO	AlI3
	Cu	F2	Al2O3	KBr	SiO2
	Br2	CH4	NaOH	Cu2O	Al2S3
	NH3	SiO2	MgBr2	CrO	I2
	HBr	Fe2O3	(H2O)n	Cl2	FeCl3

5. ТЕМА: " Комплексные соединения"

При изучении этой темы необходимо:

- разобраться в механизме донорно-акцепторной связи и особенностях координационных соединений, их структуре, устойчивости и типах лиганд;

- уметь определять координационное число иона-комплексообразователя, его заряд, а также заряд комплексного иона; дать названия рассматриваемым комплексным соединениям.

- приобрести навыки в составлении уравнений реакций образования и диссоциации комплексных соединений;

- иметь представление о значении и применении минеральных, органических и органоминеральных комплексных соединений в сельском хозяйстве.

1. Заполните пропуски в таблице №3 и напишите выражения для констант диссоциации (нестойкости) комплексных ионов.

№	Комлексообразователь	Лиганды	Координационное число	Внутренняя сфера комплекса	Ионы внешней сферы	Формула комплексного соединения
						К2[Zn(OH)4]
Pt^4+	Cl^─			K^+
				[Cu(NH3)4]^2+	SO4^2─
Al^3+	OH^─			Na^+
	Cr^3+	H2O			Cl^─
					K[BF4]
				[Zn(OH)4]^2─	Na^+
Fe^3+	CN^─			K^+
	Au^3+	Cl^─			H^+
					K[Ag(CN)2]
				[Co(NH3)6]^3+	Cl^─
Ni^2+	H2O			SO4^2─
						K2[Ni(CN)4]
Ag^+	NH3			Cl^─
				[Al(OH)4]^─	K^+
					Na3[Co(NO2)6]
	Pt^2+	NH3			Cl^─
					[Ni(NH3)6]SO4
				[FeF6]^4─	K^+
					Na3[CoF6]
	Al^3+	H2O			Cl^─
					K3[AlF6]
	Sn^2+	OH^─			Na^+
			[Cu(H2O)4]^2+	NO3^─
						Na3[CoF6]
W^4+	CN^─			K^+
	Cu^2+	CN^─			Na^+
			[Ni(NH3)6]^2+	Br^─
						Na2[HgI4]
Ca^2+	NH3			Cl^─

2.Определите заряд внутренней координационной сферы и составьте формулы двух веществ, в которые она входит. Определите координационное число комплексообразователя:

1. [Co³⁺(NH₃)₆]; 9. [Co³⁺(NH₃)₂(NO₂)₄];

2. [Ni³⁺(H₂O)₄Cl₂]; 10. [Pt⁴⁺Cl₆];

3. [Zn²⁺ (OH) ₄]; 11. [Fe²⁺ (CN) ₆];

4. [Sb⁵⁺ (OH) ₆]; 12. [Co³⁺F₆];

5. [Co³⁺ (NH₃)₅Br]; 13. [Pt⁴⁺Br₄];

6. [Fe³⁺F₆]; 14. [Au³⁺Cl₄];

7. [Co³⁺ (NH₃)₅SO₄]; 15. [Co³⁺(NO₂)₆];

8. [Pt⁴⁺(NH₃)₄Cl];

3. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, приводящие к образованию одного малорастворимого вещества:

1. FeCl3+K₄ [Fe (CN) ₆] →

2. [Pt (NH₃)₆] Cl4+AgNO₃ →

3. K₂SO₄+Na₃ [Co (NO₂)₆] →

4. [Pt (NH₃)₃Cl₃] Cl+Pb (NO₃)₂ →

5. FeSO₄+K₃ [Fe (CN) ₆] →

6. NaCl+K [Sb (OH) ₆] →

7. [Co (NH₃)₅SO₄] Cl+AgNO₃ →

8. [Cu (NH₃)₄] SO4+BaCl₂ →

9. [Co (NH₃)₅SO₄] Br+AgNO₃ →

10. [Co (NH₃)₅Br] SO4+BaCl₂ →

11. CuSO₄+K₄ [Fe (CN) ₆] →

12. Na₃ [Co (CN) ₆] +FeSO₄ →

13. K₃ [Fe (CN) ₆] +AgNO₃ →

14. K [Sb (OH) ₆] +Na₂SO₄ →

15. Na₃ [Co (CN) ₆] +KCl →

4. Представьте указанные в вашем варианте вещества в виде комплексных соединений:

1. KCN∙AgCN; 9. 2KCN∙Ni(CN)₂;

2. Co (NO₃)₃∙6NH₃; 10. 2KCl∙PtCl₄;

3. 2KCN∙Cu (CN) ₂; 11. AgCl∙2NH₃;

4. CoCl₃∙6NH₃; 12. 4KCN∙W (CN) ₄;

5. 2KSCN∙Co (SCN) ₂; 13. 2NH₃∙PtCl₄;

6. 4KCN∙Fe (CN) ₂; 14. CoF₃∙3NaF;

7. KCl∙AuCl₃; 15. CrCl₃∙6H₂O;

8. CuCl₂∙4NH₃;

6. ТЕМА " Энергетика химических процессов "

Вопросы энергетики химических процессов являются предметом изучения отдельного раздела химии, называемого химической термодинамикой. Основными задачами этого раздела являются определение тепловых эффектов химических реакций, возможности самопроизвольного их течения в заданных условиях, а также выявление наиболее рациональных условий, обеспечивающих эффективный ход процесса.

При изучении данной темы студент должен:

- ознакомиться с основными термодинамическими понятиями и величинами;

- понять сущность и практическую значимость первого закона термодинамики, закона Гесса, второго закона термодинамики;

- разобраться в практических расчетах изобарного теплового эффекта при стандартных условиях ∆Н⁰₂₉₈, изменения энтропии ∆S⁰₂₉₈ и энергии Гиббса ∆G⁰₂₉₈ для любой химической реакции;

- научиться на основе расчетов ∆Н, ∆S, ∆G судить о выделении или поглощении теплоты в процессе реакции, а также возможности ее самопроизвольного протекания.

Задание для самостоятельной расчетной работы

1. Используя справочные данные таблицы №5, определите изобарный тепловой эффект ∆Н⁰₂₉₈ химической реакции вашего варианта (таблица №4). Сделайте вывод о выделении или поглощении теплоты в процессе реакции.

2. Определите изменение энтропии ∆S⁰₂₉₈ в ходе химической реакции, протекающей при стандартных условиях в идеальном газообразном состоянии. Объясните знак изменения ∆S⁰₂₉₈ в результате данной реакции.

3. Определите изменение энергии Гиббса ∆G⁰₂₉₈ в ходе химической реакции, используя справочные данные таблицы № 5. По знаку изменения энергии Гиббса ∆G⁰₂₉₈ сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания.

Таблица №4

№ Варианта	Химические реакции
1.	4NH3(г)+5О2(г)↔6Н2О(г)+4NO(г)
2.	CO(г)+3H2(г) ↔CH4(г)+H2O(г)
3.	4HCl(г)+О2(г) ↔2H2O(г)+Cl2(г)
4.	2CO(г)+3H2(г) ↔CH4(г)+CO2(г)
5.	2CH4(г)+О2(г) ↔2СO(г)+4H2(г)
6.	CH4(г)+2H2O(г) ↔CO2(г)+4H2(г)
7.	CH4(г)+H2O(г) ↔CO(г)+3H2(г)
8.	4NH3(г)+3О2(г) ↔6Н2О(г)+2N2(г)
9.	C2H4(г)+3О2(г) ↔2СO2(г)+2H2O(ж)
10.	4NH3(г)+5О2(г) ↔6Н2О(ж)+4NO(г)
11.	CH4(г)+О2(г) ↔2СO(г)+2H2O(г)
12.	CO(г)+H2O(ж) ↔CO(г)+H2(г)
13.	CH4(г)+СО2(г) ↔2СO(г)+2H2(г)
14.	CH4(г) ↔C2H2(г)+3H2(г)
15.	2CO(г)+3H2(г) ↔C2H2(г)+3H2O(ж)

Таблица №5

Вещество	Состояние	∆Н^0298,	∆G^0298,	S^0298,
С2Н2	г	226,750	209,200	200,820
NO	г	90,370	86,690	210,200
С2Н4	г	52,280	68,173	219,450
NH3	г	-45,190	-16,647	192,500
CH4	г	-74,850	-50,830	186,190
СО	г	-110,520	-137,270	197,910
СО2	г	-393,510	-394,380	213,650
H2O	г	-241,830	-228,590	188,720
H2O	ж	-285,950	-237,190	69,940
N2	г	0,000	0,000	200,000
H2	г	0,000	0,000	130,590
О2	г	0,000	0,000	205,030
Cl2	г	0,000	0,000	222,950

7. ТЕМА " Кинетика химических реакций. Химическое равновесие "

Учение о кинетике химических процессов является одним из важных разделов химии, посвященных изучению скоростей химических реакций в зависимости от различных факторов (концентрации реагентов, температуры, давления, катализаторов и др.). При рассмотрении обратимых химических реакций с одинаковыми скоростями прямого и обратного процессов (состояние химического равновесия), большое значение имеет принцип смещения химического равновесия Ле Шателье.

При изучении данного раздела необходимо:

- выучить закон действующих масс, правило Вант-Гоффа, принцип Ле Шателье;

- уметь составлять выражения скоростей прямой и обратной реакции для любого химического процесса;

- знать, как влияют различные факторы: температура, давление, концентрация, наличие катализатора на скорость химических реакций и особенности действия катализаторов;

- уметь составлять выражение константы химического равновесия, грамотно использовать принцип Ле Шателье при определении смещения химического равновесия.

Пример: N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q

Скорость прямой реакции: = ;

Скорость обратной реакции: = ;

Константа равновесия: К_с =

При увеличении концентрации Н₂ равновесие сместится вправо, т.к. по правилу Ле Шателье преимущество получит та реакция, в ходе которой водород будет расходоваться, т.е. прямая.

При увеличении температуры равновесие сместится влево т.к. по правилу Ле Шателье преимущество получит та реакция, в ходе которой температура системы понижается, т.е. обратная реакции, идущая с поглощением теплоты.

При увеличении давления равновесие сместится вправо т.к. по правилу Ле Шателье преимущество получит та реакция, в ходе которой давление в системе понижается, т.е. прямая реакции, в ходе которой из 4 моль вещества образуется 2 моль вещества.

Задания для самостоятельной работы

Для каждой нижеприведенной реакции в соответствии с № варианта:

1) напишите кинетические уравнения скоростей прямой реакции, обратной реакции и выражение константы равновесия;

2) определите, в какую сторону сместится химическое равновесие при увеличении концентрации первого исходного вещества, повышении температуры и увеличении давления.

1) 2CO_(Г)+O_2(Г)↔2CO_2(Г) ∆H= -556,0 кДж

2) Fe₃O_4(К)+CO_(Г)↔3FeO_(К)+CO_2(Г) ∆H= 34,6 кДж

3) N_2(Г)+O_2(Г)↔2NO_(Г) ∆H= 180,0 кДж

4) C_{(графит)}+2N₂O_(Г)↔CO_2(Г)+N_2(Г) ∆H= -558,0 кДж

5) 4NH_3(Г)+5O_2(Г)↔4NO_(Г)+6H₂O_(Ж) ∆H= -1122,6 кДж

6) 2H_2(Г)+O_2(Г)↔2H₂O_(Г) ∆H= -483,6 кДж

7) CaCO_{3 (K)} ↔CaO _(K) +CO_{2 (Г)} ∆H= 179,0 кДж

8) CH_4(Г)+2O_2(Г)↔2H₂O_(Ж)+CO_2(Г) ∆H= -890,3 кДж

9) 2SO_2(Г)+O_2(Г)↔2SO_3(Г) ∆H= -198,0 кДж

10) 4NH_3(Г)+3O_2(Г)↔2N_2(Г)+6H₂O_(Ж) ∆H= -1530,0 кДж

11) C₂H₅OH_(Ж)+3O_2(Г)↔2H₂O_(Ж)+2CO_2(Г) ∆H= -1366,9 кДж

12) CO_(Г)+H₂O_(Ж)↔CO_2(Г)+H_2(Г) ∆H= 2,9 кДж

13) 4HCl_(Г)+O_2(Г)↔2H₂O_(Г)+2Cl_2(Г) ∆H= -114,4 кДж

14) PCl_5(Г)↔PCl_3(Г)+2Cl_2(Г) ∆H= 92,6 кДж

15) 2HI_(Г)↔H_2(Г)+I_2(Г) ∆H= 52,0 кДж

8. ТЕМА " Окислительно-восстановительные реакции "

Реакции окисления и восстановления играют важную роль при обмене веществ в живых организмах, в процессах горения жидкого и газообразного топлива, в электрохимических процессах гальванических элементов, аккумуляторах, в процессах электролиза, коррозии металлов, почвообразования, разрушения горных пород, в процессах самоочищения водоемов и т. д.

При изучении этой темы необходимо:

- приобрести навыки в определении степени окисления атомов элементов в простых и сложных веществах;

- усвоить понятия "окисление", "восстановление", "восстановитель", "окислитель";

-уметь отличать уравнения окислительно-восстановительных реакций от уравнений обменных реакций;

- получить навыки в составлении уравнений реакций окисления-восстановления, определять тип окислительно-восстановительных реакций.

Задания для самостоятельной работы

1. Укажите, какие из приведенных процессов представляют собой окисление, и какие – восстановление?

№ варианта

1. S→SO₄^2─; MnO₄^─→Mn²⁺; Cl^─→ClO₃^─; Cr³⁺→Cr⁰;

2. Ca→CaO; S^2─→S⁰; ClO^─→Cl₂; CrO₄^2─→Cr³⁺;

3. MnO₄^2─→Mn⁰; P^3─→P⁵⁺; NO₂^─→NO₃^─; Fe₂O₃→Fe⁰;

4. Al⁰→AlO₂^─; S^2─→SO₄^2─; MnO₂→Mn⁰; Pb⁴⁺→Pb²⁺;

5. Mg²⁺→Mg⁰; PH₃→H₃PO₄; AlO₂^─→Al⁰; Fe⁶⁺→Fe³⁺;

6. P₂O₅→PH₃; MnO₄^─→Mn⁰; Fe²⁺→H₂FeO₄; Mn²⁺→MnO₂;

7. NH₃→NO; FeO→Fe₂O₃; SnO₂→SnO; CrO₄^2─→CrO;

8. ZnO₂^2─→Zn⁰; PbO→PbO₂; NO₂^─→NH₃; CrO₄^2─→Cr⁰;

9. BrO₃^─→Br₂; Ni (OH) ₃→Ni (OH) ₂; MnO2→MnO₄^─; S⁰→SO₄^2─;

Дата добавления: 2014-11-06