Материалы для самоподготовки к освоению данной темы

Тема. Контрольная работа по модулю №2.

Занятие № 9.

Подведение итогов занятия.

Типовые упражнения и задачи.

1. Назовите перечисленные ниже соединения, укажите центральный атом,

лиганды, внутреннюю координационную сферу, внешнюю сферу.

Напишите уравнения диссоциации этих соединений в растворе. Для

диссоциации по внутренней сфере напишите выражение для константы

нестойкости: 1) K₃[Co(CN)₆]; 2) [Co(NH₃)₆]Cl₂; 3) [Co(NH₃)₃(NO₂)₃];

4) K₄[Fe(CN)₆]; 5) [Fe(CO)₅]; 6) [Cr(NH₃)₆]SO₄; 7) [Cr(H₂O)₃Cl₃];

8) Na₃[Cr(OH)₆]; 9) [Pt(NH₃)₄Cl]Cl₃; 10) K₂[Pt(OH)₅Cl]; 11) Na₃[AlF₆];

12) [Al(H₂O)₆]₂(SO₄)₃; 13) K₆[Pb(S₂O₃)₄]; 14)K₃[Mn(C₂O₄)₃];

15) [Pd(NH₃)₄][PtCl₄]; 16) K₃[Cu(CN)₆]; 17) [Cu(NH₃)₄]SO₄; 18) K₂[HgI₄];

19) [Hg(NH₃)₆]Br₂; 20) K[Ag(CN)₂].

2. Составьте формулы комплексных соедиений:

1) тринитротриамминкобальт; 2) гексацианоферрат(III) калия;

3) хлорид дихлороакватриамминкобальта(III);

4) фосфатотетраамминхром; 5) тетрацианоаурат (III) калия.

3. С каким лигандом Zn²⁺ образует более прочное соединение: глицин (К_н=

=1,1 ∙10^-10), лизин (К_н=2,5∙ 10^-8), гистидин (К_н=1,3∙ 10^-13)?

4. В медицинской и аналитической практике используется лиганд ЭДТА

(этилендиаминтетраацетат) и его соль -трилон Б (Na₂H₂T). С какими

катионами он образует менее прочное комплексное соединение: Со³⁺

(К_н=3∙ 10^-41), Мg²⁺ (К_н=8∙ 10^-10), Fе ²⁺ (К_н=6∙ 10^-15), Fе³⁺ (К_н= 6∙ 10^-25)?

Расположите комплексы по убыванию их прочности.

5. Пользуясь константами устойчивости, определите направление реакций:

1) K[Ag(CN)₂] + 2 NH₃ = [Ag(NH₃)₂]CN + KCN

lgK_уст = 19,9 lgK_уст = 7.2

2) Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + 2 KCN = Na[Ag(CN)₂] + Na₂S₂O₃ + K₂S₂O₃

lgK_ус = 13,5 lgK_уст = 19,9

6. Выберите наиболее прочное комплексное соединение железа (II) с

биолигандами: глицин (К_н =1,6 ∙10^-8), лизин (К_н=3.2 ∙ 10^-5),

гистидин (К_н=5 ∙ 10^-10)?

7. Объясните, почему хлорид серебра растворяется в растворе аммиака, а

аммиакат серебра можно разрушить с помощью иодида калия?

8. Рассчитайте массу меди, находящуюся в виде ионов в 1,5 л раствора

глицината меди с концентрацией 0,008 моль/л при избытке глицина,

равном 0,05 моль/л. К_н = 2,6 ∙ 10^-16.

7.6. Задание на дом. Подготовиться к контрольной работе по модулю № 2.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

Учебные цели: обобщить материал занятий № 6-8, проверить его усвоение

Вопросы для самоподготовки к занятию.

1. Основные понятия химической термодинамики. Классификация систем и

процессов,примеры.

2. Тепловой эффект процесса. Энтальпия. Экзотермические,

эндотермические процессы. Закон Гесса, следствия из него.

Термохимические расчеты.

3. Энтропия, ее смысл и изменения в различных процессах.

4. Энергия Гиббса, ее смысл, расчет.

5. Какие процессы называются обратимыми? Равновесные и стационарные

состояния.

6. Свойства равновесий. Принцип Ле-Шателье, смещение равновесий при

изменении температуры, концентраций, давления.

7. Основные понятия химической кинетики: скорость реакции, константа

скорости, элементарная, сложная реакции, кинетическое уравнение

реакции, кинетическая кривая, молекулярность, порядок реакции.

8. Основной закон химической кинетики.

9. Классификация сложных реакций.

10. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа,

Уравнение Аррениуса.

11. Катализ. Катализаторы, свойства, механизм действия. Особенности

ферментов как биокатализаторов.

12. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень

окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя

сферы, заряд комплексного иона.

13. Классификация комплексов по природе лигандов.

14. Номенклатура комплексов. Изомерия.

15. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы

устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.

Вид занятия: контрольная работа.

Продолжительность занятия: 3 академических часа.

Оснащение рабочего места: справочник физико-химических величин, калькуляторы, таблица Менделеева.

Содержание занятия.

Образец билета.

1. Основные понятия химической термодинамики. Классификация систем и

процессов,примеры.

2. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа,

Уравнение Аррениуса.

3. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы

устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.

4. Рассчитайте константу равновесия реакции гидролиза глицилглицина при

310 К, если ∆G^о = - 15,08 кДж/моль. Обратима ли практически эта

реакция?

5. Определите ∆Н^о реакции гидролиза мочевины – продукта

жизнедеятельности организма, по ∆Н^о образования веществ:

CO(NH₂)₂ + H₂O = CO₂ + 2 NH₃

∆Н^о обр. - 319 - 286 - 414 - 80 кДж/моль

Задание на дом. Физико-химия поверхностных явлений.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

Дата добавления: 2014-10-31