Методические рекомендации по организации изучения дисциплины. Тематика и планы практических занятий по разделу «Общая химия»

Методические рекомендации по организации изучения дисциплины.

Тематика и планы практических занятий

по разделу «Общая химия».

  Практическое занятие №1 (2 ч.)

Тема: Основные химические законы.

Расчёты по формулам химических соединений.

План:

1. Переходы от массы и объёма вещества к количеству вещества и обратно при нормальных и нестандартных условиях.

2. Определение молярных масс газообразных веществ по относительной плотности газов и по уравнению Менделеева – Клапейрона.

3. Определение количества структурных единиц вещества в его навеске или обьёме.

4. Мольные и объёмные отношения веществ в уравнениях химических реакций.

5. Вывод формул химических соединений по данным о его количественном составе.

Вопросы для обсуждения:

1. Относительные атомные и молекулярные массы. Молярная масса вещества.

2. Формулы определения количества вещества по известным данным о массе веществ, объёмах газов при нормальных и нестандартных условиях, а также количестве структурных единиц вещества.

3. Следствия из закона Авогадро.

4.Массовая доля элемента в соединениях.

5. Уравнения химических реакций как отражение закона сохранения массы вещества.

Задания для самостоятельной работы:

1. Какой объём при н. у. займут атомов молекулярного азота N2 ?

2. Исходя из мольной массы углерода определите абсолютную массу атома углерода в граммах.

3. Бороводород содержит 78,26 % бора. При давлении 99,0 кПа и температуре 20 0 С 9,2 г этого газа занимают объём 8,2 л. Определить формулу соединения.

4. Через раствор, содержащий 7,4 г гидроксида кальция, пропустили 3,36 л СО2, взятого при нормальных условиях. Найти общую массу солей, образовавшихся в результате реакции.

Расчеты по химическим уравнениям.

План:

1. Вычисления, связанные с переходом от количества вещества к его массе и объему газообразных соединений и обратно.

2. Вычисления с использованием постоянной Авогадро.

3. Вычисления по уравнениям химических реакций, если один из реагентов содержит примеси.

4. Вычисления по уравнениям последовательных реакций, параллельных реакций

5. Вычисления количественного состава газовых смесей, если в них протекают химические реакции.

6. Вычисления с учетом практического выхода продукта.

7. Вычисления количественного состава смеси веществ по известным количественным данным о продуктах реакций.

8. Вычисления по термохимическим уравнениям.

Вопросы для обсуждения:

1. Основные химические понятия: химический элемент, атом, молекула, простые и сложные вещества;

2. Относительная атомная и молекулярная массы.

3. Моль, молярная масса, молярный объем.

4. Массовая доля.

5. Закон Авогадро и его следствия.

Расчетные задачи:

А. Задачи на определение молекулярных масс веществ в газовом состоянии, на молярный объем, закон Авогадро:

1) Плотность газа по воздуху 3,5. Найти массу молекулы газа.

2) Определить массу атома и молекулы гелия.

3) Масса 1 л газа (н. у.) равна 1,43г. Чему равна молярная масса этого газа?

Б. Задачи на газовые законы:

4) Давление воздуха в автомобильной шине 0,3 МПа при 15оС. Как изменится давление, если шина нагреется до 50оС?

5) Под каким давлением в сосуд вместимостью 5*10-3 м3 можно при температуре 27оС собрать СО2 массой 0,022 кг?

В. Задачи на вывод химических формул:

6) Вывести простейшую формулу фторида алюминия – калия, если в нем содержится 27,46%К, 19,02%Аl, 53,52F.

7) Из 0,462г пирита получено 1,77г сульфата бария. Определите содержание серы в пирите и его формулу.

Г. Расчеты по химическим формулами уравнениям с использованием понятий: моль, переход от количества вещества к массе и обратно, объемная и мольная доли:

8) Вычислить процентное содержание фторапатита Са3(РО4)2*Са2F2 и примесей в хибинской руде, если в ней 30% оксида фосфора (V)

9) При пропускании сернистого газа через раствор едкого калия образовалось по 0,1 молю средней и кислой соли. Какой объем газа был пропущен через раствор?

Задания для самостоятельной работы:

1. Плотность газа по водороду равна 22. Определить плотность газа по хлору.

2. Какой объем занимают 6,02*1023 атомов азота при н. у.?

3. Сколько атомов азота в 2,8 л оксида азота (III) (н. у.)?

4. Сколько литров водорода (20оС и 100 кПа) выделится при взаимодействии 165 г Fe с 1 кг 30%-ого р-ра HCl? Сколько граммов HCl не войдет при этом в реакцию?

5. Из 1,568г железной руды получили осадок фосформолибдата состава Р2О5*24МоО3 массой 0,427г. Каково содержание фосфора в руде в процентах?

6. 5 мл водорода сожгли с 10 мл воздуха. После сгорания объемов газов составил 8,7 мл. Какова объемная доля кислорода в воздухе, взятом для горения? Какова его мольная доля в воздухе?

7. Вещество содержит 75,76% мышьяка и кислород. Плотность паров по воздуху этого вещества 13,65. Какова формула этого соединения?

Литература:

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка химия. Л.: Химия, 1973.

Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Практические занятия №2 (2 ч.)

Тема: Строение атома. Химическая связь.

План:

1. Электронная конфигурация элемента.

2. Конфигурации атомов в возбужденном состоянии.

3. Валентные возможности атомов одного и того же элемента. Использование таблицы электроотрицательностей атомов.

Вопросы для обсуждения:

1. Дайте характеристику квантовых чисел состояния электрона.

2.Что означает запись 2 р2?

3. Опишите формулу орбитали с квантовыми числами: n=3; l=0; m=0. Могут ли быть орбитали другой формы при данном n?

4. Как происходит sp-, sp2-, sp3 – гибридизация? Приведите примеры.

5. Что такое «сигма» и «пи» - связь? Как они возникают?

6. Какая из конфигураций электронных оболочек возможна: 2s2, 2p5, 3f3, 2d3, 3d11, 2p8?

7. Какие типы кристаллических решеток вам известны?

8. Какие факторы влияют на прочность химической связи?

9. Какое влияние оказывают водородные связи на температуру кипения жидкостей?

Задания для самостоятельной работы:

1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:

402

а. 20 Ca и 20Ca; b. 18 Ar и 19K; c. 48Cd и 50Sn; d. 54Xe и 56Ba?

2. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:

3. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция.

4. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома.

5. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:

a. ...2s2; b. ...3s2 3d1; c. ... 4s2 3d2; d. ... 1s2 2s2 p6 3p1?

6. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния?

7. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных f-электронов:

a. Pu; b. Am; c. Cm; d. Bk?

8. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с минимальной энергией:

a. 1s → 2p; b. 1s → 4d; c. 2s → 4s; d. 2p → 3s?

9. Какие значения всех квантовых чисел (n, ml, m, ms) возможны для валентного электрона атома калия:

a. 4, 1, -1 , - 1/2; b. 4, 1 , +1 , +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?

10. Какое из приведенных химических соединений имеет более прочную химическую связь: а) HI или НВr; б) Н2О или Н2S; в) NH3 или PH3?

Литература:

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988. Глинка химия. Л.: Химия, 1973. Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Практическое занятие № 3 (2 ч.)

Тема: Основы химической термодинамики.

Кинетика химических реакций.

Термодинамика

План:

1. Основные понятия химической термодинамики.

2. Закон Гесса и его следствия.

3. Критерии самопроизвольного протекания процессов.

4. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в воде.

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Чему равен тепловой эффект химической реакции?

2. Какие уравнения реакций называют термохимическими?

3. Что называют стандартной энтальпией образования вещества?

4. Сформулируйте закон Гесса.

5. Сформулируйте следствия из закона Гесса.

6. Каким соотношением связаны энтальпия, энтропия и энер­гия Гиббса?

7. При каких условиях химические реакции протекают само­произвольно?

Расчетные задачи:

1. На основании справочных данных рассчитайте стандарт­ные изменения энтальпии в каждой из следующих химических ре­акций (предварительно подберите коэффициенты):

а) ZnS (T)+ O2(г) = ZnO(T) +SO2(г)

б) AgNO3(T) =Ag(T) + NО2(Г)+ O2(г)

2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандарт­ную энтальпию образования продуктов:

4NO2(Г) + О2(г) + 2Н2О(Ж) = 4HNO3(Ж) , ∆Н ° 298 = -256 кДж.

3. Определите возможность протекания реакции

P2O5(т)+H2O(ж)→ O2(г)+PH3(г)

при стандартных условиях.

Задания для самостоятельной работы:

1. На основании справочных данных рассчитайте стандарт­ные изменения энтальпии в каждой из следующих химических ре­акций (предварительно подберите коэффициенты):

а) (NH4)2CrО4(T) = Cr2O3(T) +N2 +Н2О(Ж) + NH3(Г)

б) SO2(г) + H2S(г) = S(T) + Н2О(Ж)

2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандарт­ную энтальпию образования продуктов:

2А12О3(Т)+ 6SO2(Г) + 3O2(Г) = 2AI2(SO4)3(Т), ∆Н ° 298 = -1750 кДж;

3. Путем расчета определите уравнение реакции, по которо­му возможно разложение пероксида водорода при стандартной тем­пературе:

а) Н2О2(Гг)= Н2(Г) + O2(Г)

б) Н2О2(Г) = Н2О(Ж) + 0,5 O2(Г)

Литература:

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка химия. Л.: Химия, 1973.

Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Основы химической кинетики.

План:

Основные понятия химической кинетики. Скорость химической реакции. Константа скорости реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Вопросы для коллективного обсуждения:

Что такое скорость хими­ческой реакции и от каких факторов она зависит? Что называют константой скорости реакции и каков физи­ческий смысл этой величины? Какие факторы влияют на нее? Какова зависимость скорости реакции от температуры? Что называется температурным коэффициентом скорости реакции? Какие значения он может иметь? Что называют константой химического равновесия? От ка­ких факторов она зависит? Какие факторы влияют на состояние химического равнове­сия? Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как изменится скорость реакции 2NO + О2 → 2NO2, проте­кающей в закрытом сосуде, если давление увеличить в 4 раза? Как возрастет скорость реакции при повышении темпера­туры от 50 до 100 °С, если температурный коэффициент равен 2? В какую сторону сместится химическое равновесие при из­менении температуры и давления в следующих случаях: а) 2Н2О ↔ 2Н2 + О2, ∆Н° > 0 б) О2 + 2СО ↔ 2СО2, ∆Н ° < 0 Как влияет на равновесие систем повышение давления? температуры? а) 2SO3 ↔ 2SO2 + О2, ∆Н ° > 0 б) N2 + О2 ↔ 2NO, ∆Н ° > 0 Напишите выражение константы равновесия системы, пред­варительно расставив коэффициенты:

NH3 + О2 ↔ NO + H2O(пар)

Каким образом можно сместить равновесие этой системы вправо?

Задания для самостоятельной работы:

1.  Во сколько раз уменьшится скорость реакции при пониже­нии температуры от 120 до 80 °С, если температурный коэффици­ент равен 3?

2.  Взаимодействие между оксидом углерода (И) и хлором про­текает по уравнению СО + С12 →СОС12. Концентрация оксида угле­рода (II) - 0,3 моль/дм3, хлора - 0,2 моль/дм3. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию оксида углерода (II) до 1,2 моль/дм3, а концентрацию хлора - до 0,6 моль/дм3?

3.  В какую сторону сместится химическое равновесие при из­менении температуры и давления в следующих случаях:

4.  в) С + Н2О ↔СО + Н2, ∆Н ° > 0

5.  г) N2 + ЗН2 ↔ 2NH3, ∆Н ° < 0

6.  Напишите выражение константы равновесия системы 4Н2О(пар) + 3Fe(T) ↔ Fe3O4(T) + 4Н2(г), ∆Н ° < 0

7.  Как следует изменить температуру, концентрацию и дав­ление компонентов в равновесной системе 4НС1 + О2 ↔ 2С12+ 2Н2О, ∆Н Н° < 0, чтобы повысить выход хлора?

8.  Укажите общий порядок реакции 2NO + Н2 = N2O + Н2О и порядок реакции по каждому веществу. Напишите кинетическое уравнение реакции.

9.  Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 37 до 47 °С, если энергия активации равна 74,5 кДж/моль?

Литература:

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка химия. Л.: Химия, 1973.

Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Практическое занятие №4 (2 ч.)

Тема: Количественный состав растворов.

План:

1. Способы выражения состава раствора:

Массовая доля растворенного вещества; молярная доля растворенного вещества и растворителя; молярная концентрация растворенного вещества (молярность); молярная концентрация эквивалентов вещества (нормальность); объемная доля в газовых растворах

2. Растворимость веществ.

Вопросы для обсуждения:

1) типы растворов, их компоненты;

2) гидраты и сольваты (кристаллогидраты)

3) способы выражения содержания растворенного вещества в растворе: массовая доля, молярная доля, молярная концентрация, объем и плотность растворов (расчетные формулы);

4) определение растворимости вещества;

5) зави­симость растворимости газа от давления.

Расчетные задачи:

1) Сколько граммов соли и воды содержится в 800г раствора 12% NaNO3?

2) Сколько граммов Na2SO4*2H2O следует растворить в 250г воды для получения раствора, содержащего 5% безводной соли?

3) Сколько граммов 10%-ого раствора Н2SO4 потребуется для обменного взаимодействия с 100 мл 13,7%-го раствора Na2CO3 (плотность=1,145г/см3)?

4) Сколько миллиметров 96%-ной серной кислоты необходи­мо взять для приготовления 2 л 0,5 М раствора?

5) Вычислите растворимость Ba(NO3)2 в воде при 20 °С, если в 545 г раствора нитрата бария при этой темпе­ратуре содержится 45 г соли.

6)Вычислите массовую долю K2SO4 и его коэффициент растворимости, если при 0 °С 50 г раствора содержат 3,44 г сульфата калия.

7) При охлаждении насыщенного при 90 °С раствора до 25 °С выкристаллизовалось 200 г соли. Какую массу воды и соли надо взять, если растворимость соли при 90 и 25 °С соответственно составляет 42,7 и 6,9 г?

Задания для самостоятельной работы:

Вычислите массу гидроксида натрия, необходимую для при­готовления 2 л 20%-ного раствора NaOH. Какой объем воды необходимо прибавить к 200 мл 68%-ного раствора серной кислоты, чтобы получить 10%-ный раствор ки­слоты? Определите молярную концентрацию рас­твора серной кислоты, который получится, если к 100 мл 96%-ной серной кислоты прибавить 400 мл воды. Кислота в автомобильном аккумуляторе (раствор серной кислоты) имеет плотность 1,2 г/см3. Какова массовая доля H2SO4 в этом раство­ре? Сколько миллилитров 96%-ной серной кисло­ты нужно взять для приготовления 1 л аккумуля­торной кислоты? Каково содержание (в массовых долях) NaOH в его растворе концентрацией 2 моль/л? Коэффициент растворимости СаС12 в воде при 100 °С равен 159 г на 100 г Н2 О. Какая масса хлорида кальция при этой температуре содержится в 1,35 кг раствора? Определите массовую долю СоС12 и растворимость хлорида кобальта, если 500 г его раствора при 20 °С содер­жат 173 г соли. Растворимость CuSO4 при 20 и 100 °С равна соот­ветственно 20,2 и 77 г. Какая масса сульфата меди выпадет в осадок, если охладить 825 г раствора от 100 до 20 °С? Определите массу карбоната калия, выпавшего в осадок из 770 г насыщенного при 100 °С раствора и охлаж­денного до 0 °С, если в 100 г растворителя при 100 °С со­держится 155 г соли, а при 0 °С 111 г К2СО3. Какой объем надо взять, чтобы растворить 250 г хлора при 10 °С и давлении 1,5-105Па? Растворимость хлора при 10 °С и давлении 1, Па составляет 3,Н8 м3 на 1 м3 воды.

Литература:

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка химия. Л.: Химия, 1973.

Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Практическое занятие № 5 (2 ч.)

Тема: Окислительно-восстановительные реакции. Методы электронного и электронно-ионного баланса.

План:

1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР):

-  межмолекулярная;

-  внутримолекулярная;

-  реакция диспропорционирования

2. Роль среды в ОВР: разбор примеров ОВР и подборе коэффициентов уравнений методами электронного и электронно-ионного баланса:

1. Аg + HNO3, конц. →

Аg + HNO3, разб. →

Mg + HNO3, конц. →

Mg + HNO3, разб. →

Mg + HNO3, очень разб. →

2. NaOH +S = Na2S+Na2SO3

BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2

Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O

FeSO4 + KMnO4+H2SO4 = Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 + H2O

Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 +Cr2(SO4)3 + H2O

Вопросы для обсуждения:

1.  Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

2.  Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

3. Окислительно-восстановительные реакции в мониторинге и защите окружающей среды.

Задания для самостоятельной работы:

Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методом ионно-электронного баланса.

1) MnO4- +H+ +NaCl → Cl2 + Mn2+ +H2O +…

2) Cr(OH)4)- + Br2 + OH - → CrO42- +Br - +H2O+ …

3) Cr3+ + S2O82- + H2O → Cr2O72- + SO42- +H+ + …

4) NaOH +S → Na2S +Na2SO3 + ....

5) AgCl + Mn2+ +OH - → Ag+ MnO(OH)2 + Cl - + H2O

6) SnCl2 +H2O2 +H+ +Cl - → SnCl4 + H2O+....

Литература:

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка химия. Л.: Химия, 1973.

Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Тематика и планы лабораторных работ по изученному материалу.

Лабораторная работа № 1-2(4 ч.)

ТЕМА: ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы — изучить некоторые химические свойства оксидов, гидроксидов, кислот, солей и условия необратимости реакции между растворами двух веществ.

ТБ в химической лаборатории.

Приемы работы с химических оборудование и реактивами.

Опыт 1. Взаимодействие основных оксидов с водой.

Опыт 2. Взаимодействие кислотных оксидов с водой.

Опыт 3. Взаимодействие солей с основаниями. Получение нерастворимых в воде гидроксидов металлов и определение их характера.

Опыт 4. Взаимодействие кислот с солями.

Опыт 5. Получение средних и кислых солей.

Опыт 6. Получение гидроксида меди (II) и основной соли меди.

Опыт 7. Взаимодействие солей друг с другом.

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называются оксидами? Приведите примеры основных, кислотных и амфотерных оксидов.

2. Как образуются гидроксиды? Какие вещества называются основаниями? кислотами?

3. На примере оксидов и гидроксидов элементов третьего периода объясните изменения их характера при увеличении порядкового номера элемента.

4. Как определяют кислотность основания? Как определяют основность кислоты?

5. Какие вещества называются солями? Назовите различные способы получения солей и составьте соответствующие уравнения.

6. В чем сходство диссоциации оснований? кислот? Докажите, что оно имеется.

7. Как образуются нерастворимые в воде основания? Составьте соответствующие уравнения.

8. Какие гидроксиды называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?

9. Назовите условие необратимости реакции между растворами двух солей.

10. Составьте уравнения реакций:

а) Р2О5+ Са(ОН)2 → з) FeCI3 + NaOH→

б) ZnO + H3PO4 → н)СаО + СО2 →

в) Sn(OH)2 + NaOH → к) SО3 + Са(ОН)2 →

г) Sn(OH)2 + НС1 → л) Pb(NO3)2 + KCI →

д) NaHCO3 + HC1 → м) SO2 + Н2О →

е) NaHCO3 + NaOH → н) MnO + Н2О→

ж) Са(НСО3)2+ NaOH → о) Mg(OH)2 + СО2 →

11. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы от одного вещества к другому?

а) Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnO

б) Cu(OH)2 → CuCl2 → ZnCl2→ ZnOHCl→ ZnSO4

в) CO2 → MgCO3 → Mg(HCO3)2 → MgCO3 → MgO

г) С →CО2 → H2CO3 → BaCO3 → BaCl2

д) MgO → MgCl2→ Mg(OH)2 → MgOHNО3 → Mg(NO3)2

Лабораторная работа № 3 (2ч.)

ТЕМА: Определение теплоты нейтрализации

Цели работы — изучить лабораторные способы определения теплового эффекта химической реакции на примере реакции нейтрализации.

Оборудование и материалы:

1. Калориметрическая ячейка (см. рис.1).

2. Термометр с ценой дел. 0,01°.

3. Мешалка.

4. Весы аналитические.

5. Мерный цилиндр на 100 мл.

Реактивы:

1. NaOH, 1 н р-р;

2. НСl, 1 н р - р; H2SO4; HNO3 ( кислота выбирается по заданию преподавателя).

3. КС1, кристаллич.

1 - стакан

2 – ячейка (300 мл)

3 - термометр

4 - мешалка

5 – деревянная подставка

Ход определения:

1. Определение постоянной калориметра.

Постоянная калориметра характеризует теплоемкость системы данной конструкции с учетом размеров, массы и материала используемой установки.

Для определения постоянной ячейки в нее заливают 200 мл воды и выдерживают ее до установления температуры окружающей среды. Готовят навеску хлорида калия около 0,05 моль и всыпают соль в воду при перемешивании, следя за изменениями температуры. Определяют максимальную установившуюся температуру с точностью до 0,01°. Расчет постоянной калориметра производят по формуле:

К - постоянная калориметра;

Q - теплота растворения KCl для соответствующей концентрации, кДж/моль (берут из справочника);

vKCl - навеска KCl, моль.

tMAX - максимальная температура раствора после растворения соли;

tНАЧ - температура воды в начале опыта.

2. Определение теплоты нейтрализации.

В стакан калориметра заливают 100 мл NaOH, опускают термометр и мешалку. После установления постоянной температуры при перемешивании вливают 100 мл 1н НС1 и следят за подъемом температуры до максимальной. После того как температура начнет снижаться записывают значение.

Расчет проводят по уравнению:

mЖ - масса жидкости в стакане, г

mЩ, mК - массы взятых щелочи и кислоты соответственно, г

ρЩ, ρК - плотности растворов щелочи и кислоты соответственно (берут из справочника)

tЩ, tK - температура щелочи и кислоты перед сливанием растворов (из опыта).

Сж - теплоемкость жидкости после сливания, принимаемая равной 4,18 • 10-3 кДж/г - град. К - постоянная ячейки, определенная в п.1., кДж/град.

Задание:

1. Рассчитать теплоту нейтрализации в кДж/моль.

2. Оформить отчет о работе.

3. Сделать расчет ошибки определения:

Лабораторная работа № 4 (2ч.)

ТЕМА: КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цели работы — изучить скорость химической реакции и ее зависимость от концентрации, температуры, введения катализато­ра; выяснить влияние концентрации веществ на сдвиг химического равновесия.

Оборудование и реактивы: набор пробирок вместимостью 20 см3 с пробками, химический стакан вместимостью 250 см3, термометр, мерные цилиндры вместимостью 10 см3, водяная баня, секундомер; растворы: 1 н Na2S2O3, 2 н H2SO4, 0,1 н КМпО4, 0,1 н KNO3, цинк в гранулах, 0,001 н и концентрированные растворы FeCl3 и KCNS, насыщенный раствор КСl.

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия раствора тиосульфа­та натрия с раствором серной кислоты.

Таблица 1

Номер пробирки	Объем V, см3	Общий объем V, см3	Относи­тельная концентра­ция Na2S2O3	Время начала по­мутнения т, с	Относи­тельная скорость реакции 1/τ, с-1
Na2S2O3	Н2О	H2SO4
1	9	0	3	12	1
2	6	3	3	12	0,67
3	3	6	3	12	0,33

На миллиметровой бумаге постройте график зависимости 1/ τ - Cотн(Na2S2O3). Сделайте вывод о зависимости скорости реак­ции от концентрации Na2S2O3.

Каким должен быть график при идеальном выполнении зако­на действующих масс?

Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.

Используя правило Вант-Гоффа, рассчитайте значение темпе­ратурного коэффициента для данной реакции.

Таблица 2

Номер пробирки	Объем V, см3	Общий объем V, см3	Темпе­ратура t/C	Время начала помутнения, τ, с	Относитель­ная скорость реакции1/τ, с-1
Na2S2O3	H2SO4
1	5	5	10
2	5	5	10
3	5	5	10

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции

Влияние катализатора на скорость реакции изучают на при­мере реакции восстановления перманганата калия.

Таблица 3

Номер пробирки	Количество смеси KMnO4+H2SO4, см3	Количество гранул Zn, шт.	Объем KNO3, см3	Время обесцвечивания, τ, с
1	5,5	1	0,5
2	5,5	1	-
3	5,5	-	-

В присутствии катализатора (KNO3) реакции протекают сле­дующим образом:

1. КМО3(катализатор) + Zn + H2SO4= KNO2+ H2O + ZnSO4, или

KNO3 + 2H0(Zn, H2SO4 разб) = KNO2 + H2O

2. 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O + 5KNO3 (катализатор)

Для подтверждения реакционной способности KNO2 прилейте в третью пробирку 0,5 см3 1 н раствора KNO2. Наблюдайте обесцвечивание раствора. Сделайте вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.

Опыт 4. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия изучают на примере взаимодействия хло­рида железа (III) с роданидом калия

Лабораторная работа № 5 (2ч.)

ТЕМА: ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Цели работы — приготовление растворов кислот и солей различной концентрации.

Приборы и реактивы: весы, ареометр для жидкостей тяжелее воды, ступка с пестиком, мерная колба емкостью 250мл, мерные цилиндры 50 и 250мл, цилиндр высокий узкий, стаканы 100мл (2 шт.) и 300мл (1шт.), воронка, стеклянная палочка, ложки (2шт), банки для сливания растворов; хлорид бария (тв.), карбонат натрия (кристалл.), растворы: сер­ная кислота (пл. 1,84), соляная кислота (пл. 1,19), гидроксид натрия (40%).

Опыт 1. Приготовление растворов процентной концентрации.

Задание. Приготовить 200г 5-%- ного раствора карбоната натрия из кристаллической соды Na2CO3 . 10 Н2О и воды.

Вычислить, какое количество Na2СОз . 10 Н2О требуется для приготовления 200г 5-%-ного раствора в расчете на безводную соль Nа2СОз.

Отвесить это количество измельченной соды в предварительно взвешенном стаканчике на технохимических весах с точностью до 0,01г.

Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мер­ным цилиндром этот объем воды.

Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль.

* Вылить раствор в сухой высокий узкий цилиндр и опустить в него ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпадает с уровнем жидкости в цилиндре, произведя расчет по шкале сверху вниз. ( Ареометр промыть водой, осторожно выте­реть досуха и сдать лаборанту).

Раствор вылить в приготовленную склянку.

Задание. Рассчитать молярность приготовленного раствора, используя найденную плотность.

Опыт 2. Приготовление молярных растворов.

Задание. Приготовить 250мл 1М раствора соляной (серной) кислоты из раствора, имеющегося в лаборатории.

Определить ареометром плотность раствора кислоты.

По найденной плотности, определить процентную концентрацию данного раствора, вычислить навеску, а затем объем этого раствора, необходимый для приготовления заданного раство­ра.

Налить в мерную колбу 250мл около половины её объема воды и влить в неё ( в случае серной кислоты - тонкой струей, осторожно!) через воронку вычисленный объём раствора кислоты, отмеренный цилиндром. Осторожно перемешать полученный раствор и охладить его до ком­натной температуры. Долить колбу водой до метки, закрыть пробкой и хорошо перемешать.

* Вылить полученный раствор в сухой высокий цилиндр, определить ареометром его плотность и затем вылить в приготовленную склянку.

Задание. Вычислить процентную и молярную концентрации, сравнить вычисленную молярность с заданной, установить точность выполнения опыта.

Лабораторная работа № 6 (2 ч.)

ТЕМА: РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цели работы — изучить особенности протекания химических процессов в растворах электролитов.

Приборы и реактивы: штатив с пробирками, шпатель; растворы: сульфат натрия Na2SO4, сульфат калия K2SO4, сульфат цинка ZnSО4, хлорид бария ВаСl2, гидроксид натрия NaOH, соляная кислота НС1, карбонат натрия Na2 СО3, карбонат калия К2СО3, хлорид цинка

ZnСl2, мрамор СаСОз, фенол­фталеин, образцы растворов в пронумерованных пробирках, индикаторная бумага.

Опыт 1. Реакции, идущие с образованием нерастворимых и труднораство­римых веществ.

Опыт 2. Реакции, идущие с образованием слабого электролита.

Опыт 3. Реакции, протекающие с образованием малодиссоциирующих веществ.

Опыт 4. Реакции, идущие с образованием летучего соединения.

Задание. Заполните таблицу. Объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения реакций молекулярном и ионном виде.

№	Название опыта	Наблюдения	Уравнения реакций
	Выводы:

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от растворов неэлектролитов?

2. Какими условиями определяется возможность электролити­ческой диссоциации вещества? Какая величина характеризует иони­зирующую способность растворителя? Покажите механизм распа­да частиц растворенного вещества на ионы.

3. Какие величины являются количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации? Дайте их определения. Какую из них называют постоянной величиной и почему?

4. На какие группы условно разделяются электролиты по сте­пени диссоциации? Приведите примеры представителей этих групп.

5. Как и почему на степень диссоциации слабого электролита влияют введение в его раствор одноименного иона и разбавление раствора?

6. Как способность электролитов к диссоциации зависит от вида химической связи?

7. Концентрация каких ионов в растворах солей KHSO3 и КН2РО4 больше и каких меньше?

8. Какие гидроксиды называются амфотерными?

9. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих ре­акций:

a) AI2(SO4)3 + Pb(NO3)2 → г) HCN + NaOH →

6) ZnS + HCl → д) Сu (ОН)2 +Na2S→

в) Fe(OH)3+ HNO3 → e) Cu(OH)2 + H2S →

10. Составьте молекулярные уравнения к следующим ионно-молекулярным уравнениям:

а) Рb2+ + 2I-→ г) HCN + ОН-→

б) Са2+ + СО3 2-→ д) Сu2+ + 2ОН-→

в) NH4OH + Н+ → е) CN - + Н+ →

Лабораторная работа № 7

(2ч.)

ТЕМА: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цели работы — изучить окислительно-восстановительную спо­собность металлов и их ионов.

Опыт 1. Окислительно-восстановительная способность метал­лов и их ионов.

Опыт 2. Окислительные свойства иона Fe3+ .

Опыт 3. Восстановительные свойства иона Fe2+ .

Опыт 4. Окисление ионов Сг3+ пероксидом водорода.

Опыт 5. Окисление ионов Fe2+ ионами МnО4- .

Задание: составить для всех реакций окисли­тельные и восстановительные полуреакции; рассчитать ЭДС, ∆G° и константу равновесия реакций, используя стандартные электродные.

Контрольные вопросы

1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР).

2. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

3.  Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

4. Роль среды в ОВР.

5. Подберите коэффициенты в уравнениях химических методами электронного и электронно-ионного баланса:

а) Аg + HNO3, конц. →

Аg + HNO3, разб. →

Mg + HNO3, конц. →

Mg + HNO3, разб. →

Mg + HNO3, очень разб. →

б) NaOH +S = Na2S+Na2SO3

BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2

Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O

FeSO4 + KMnO4+H2SO4 = Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 + H2O

Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 +Cr2(SO4)3 + H2O

Лабораторная работа № 8 (2ч.)

Тема: Свойства растворов сильных и слабых электролитов.

Цели работы — сравнить химическую активность кислот; изу­чить влияние одноименных ионов на направление диссоциации сла­бых электролитов; изучить свойства амфотерных электролитов; осу­ществить ионообменные реакции образования труднорастворимых и малодиссоциирующих веществ.

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот.

а) Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором.

б) Взаимодействие соляной и уксусной кислоты с цинком.

Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита.

а) Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциации кислоты.

б) Влияние соли слабого основания на степень диссоциации этого основания.

Опыт 3. Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциа­ции сильных кислот.

Опыт 4. Амфотерные электролиты.

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от растворов неэлектролитов?

2. Какими условиями определяется возможность электролити­ческой диссоциации вещества? Какая величина характеризует иони­зирующую способность растворителя? Покажите механизм распа­да частиц растворенного вещества на ионы.

3. Какие величины являются количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации? Дайте их определения. Какую из них называют постоянной величиной и почему?

4. На какие группы условно разделяются электролиты по сте­пени диссоциации? Приведите примеры представителей этих групп.

5. Как и почему на степень диссоциации слабого электролита влияют введение в его раствор одноименного иона и разбавление раствора?

6. Как способность электролитов к диссоциации зависит от вида химической связи?

7. По какому признаку согласно теории электролитической диссоциации вещества классифицируются на кислоты, основания и соли? Почему гидросоли и гидроксосоли можно назвать проме­жуточными соединениями?

8. Что называется ступенчатой диссоциацией? Чем определя­ется число ступеней для многоосновных кислот и многокислотных оснований? Как и почему изменяются значения α и Кд, от первой ступени к последней? Напишите уравнение ступенчатой диссоциа­ции мышьяковой кислоты H3AsО4.

9. Как вычислить степень диссоциации бинарного электроли­та, если известны константа диссоциации и молярная концентра­ция раствора?

10. Концентрация каких ионов в растворах солей KHSO3 и КН2РО4 больше и каких меньше?

11. Какой из растворов при одинаковой молярной концентра­ции содержит больше ионов СН3СОО-: СН3СООН или CH3COONa?

12. Какие гидроксиды называются амфотерными?

13. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих ре­акций:

a) AI2(SO4)3 + Pb(NO3)2 → г) HCN + NaOH →

6) ZnS + HCl → д) Сu (ОН)2 +Na2S→

в) Fe(OH)3+ HNO3 → e) Cu(OH)2 + H2S →

14. Составьте молекулярные уравнения к следующим ионно-молекулярным уравнениям:

а) Рb2+ + 2I-→ г) HCN + ОН-→

б) Са2+ + СО3 2-→ д) Сu2+ + 2ОН-→

в) NH4OH + Н+ → е) CN - + Н+ →

Лабораторная работа № 9 (2ч.)

Тема: Гидролиз солей.

Цели работы — изучить гидролиз солей разного типа; опреде­лить реакцию среды при помощи индикаторов; изучить влияние тем­пературы и относительной силы электролита на степень гидролиза.

Опыт 1. Определение рН при помощи универсального индикатора

В четыре пробирки налейте по 5-8 капель 0,1 М растворов: в одну — соляной кислоты НCl, в другую — уксусной кислоты СН3СООН, в третью — аммиака NH4OH, в четвертую — дистиллированной воды. В каждую пробирку добавьте по 1 капле универсального индикатора РКС и по таблице цветности универсального индикатора сравните полученную окраску с окраской эталонных растворов.

Таблица цветности универсального индикатора

Интервал	рН	Цвет индикатора	Интервал	рН	Цвет индикатора
1,0		Малиновый	6,0		Зеленовато-желтый
2,0		Розово-оранжевый	7,0		Желто-зеленый
3,0		Оранжевый	8,0		Зеленый
4,0		Желто-оранжевый	9,0		Сине-зеленый
5,0		Желтый	10,0		Серовато-синий

Результаты опыта запишите в виде таблицы:

Испытуемый раствор	Цвет раствора	рН

Опыт 2. Реакция среды растворов солей при гидролизе.

Результаты испытаний представьте в виде таблицы:

№	Формула и на­звание соли	Окраска инди­катора	Реакция среды раствора	Уравнения реакций

Опыт 3. Обратимый (неполный) гидролиз солей

Опыт 4. Факторы, влияющие на степень гидролиза

а) Влияние относительной силы электролита.

б) Влияние температуры.

Опыт 5. Необратимый (полный) гидролиз солей

Контрольные вопросы

Что называется водородным показателем? Как изменяется величина водородного показателя в кислой среде? в щелочной среде? Почему окраска индикатора изменяется при изменении ре­акции среды? Что называется гидролизом солей? Какие соли подвергаются гидролизу? Как можно усилить гидролиз? замедлить гидролиз? Что показывает степень гидролиза? От каких факторов зависит степень гидролиза? В какой области находится рН водных растворов солей А1С13, Na3PO4, NaHCO3, K2S? Какую реакцию среды будут иметь следующие растворы солей: Na2S, Zn(NO3)2, KNO3, CuSO4, Cr2(SO4)3? Для солей, подвергающихся гидролизу, составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

Лабораторная работа № 10 (2ч.)

Тема: Комплексные соединения.

Цели работы — получить комплексные соединения, изучить их свойства и методы разрушения; научиться различать комплексные и двойные соли.

Опыт 1. Образование аммиакатов меди

Опыт 2. Образование аммиакатов серебра

Опыт 3. Получение соединения, содержащего в молекуле ком­плексные катион и анион

Опыт 4. Комплексные соединения в реакциях обмена. Взаимо­действие гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] с сульфатом меди (II)

Опыт 5. Разрушение комплексных ионов

Опыт 6. Диссоциация двойной соли

Опыт 7. Диссоциация гексацианоферрата (III) калия

Контрольные вопросы

1. Какие соединения называются комплексными?

2. Что такое комплексообразователь? лиганды?

3. Что такое внутренняя сфера? внешняя сфера?

4. Каким ионам свойственна роль комплексообразователя?

5. Какие молекулы и ионы являются лигандами (аддендами)?

6. Имеется ли различие между двойными и комплексными солями?

7. Какие комплексные соединения называются однородными? неоднородными?

8. Определите валентность комплексообразователей, коорди­национные числа и заряды комплексных ионов в соединениях:

[Cd(NH3)4](OH)2; К3[Со(NО2)2]; Cu2[Fe(CN)6].

9. Из каких солей можно получить K3 [Fe(CN)6]? Напишите уравнение реакции.

10. Напишите формулу комплексного соединения, состоящего из ионов К+, Cd2+, CN-. Координационное число кадмия равно 4.

11. Координационное число кобальта Со3+ (как комплексооб­разователя) равно 6. Укажите состав комплексных ионов в солях CoCl3•6NH3, CoCl3•5NH3 и CoCl3•4NH3. Напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.

12. Координационное число двухвалентной меди равно 4. Со­ставьте формулы аммиачного и цианистого комплексов двухвален­тной меди, укажите их валентности и приведите примеры солей, в состав которых входили бы эти комплексные ионы.

1.7.3 Перечень примерных контрольных вопросов и заданий

для самостоятельной работы.

Задание 1.

1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:

402

а. 20 Ca и 20Ca; b. 18 Ar и 19K; c. 48Cd и 50Sn; d. 54Xe и 56Ba?

2. Укажите математическое выражение принципа неопределенности :

а. l = b. DE = hn; c. d. D x D v ³

3. Какие частицы являются изоэлектронными :

a. Ca2+ ; b. Si4+; c. Ar ; d. Cl - ?

4. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:

a. 3d и 6; b. 3p и 6s; c. 3d и 5d; d. 3p и 5d?

5. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция:

a. ...5s2 p5; b. ...4d6 5s1; c. ...4d5 5s2; d....4d25s2 p3?

6. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома:

7. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:

a. ...2s2; b. ...3s2 3d1; c. ... 4s2 3d2; d. ... 1s2 2s2 p6 3p1?

8. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния

9. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных f-электронов:

a. Pu; b. Am; c. Cm; d. Bk?

10. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с минимальной энергией:

a. 1s ---> 2p; b. 1s ----> 4d; c. 2s ---> 4s; d. 2p ---> 3s?

2. Какое уравнение характеризует корпускулярно-волновую природу электрона:

a. DE = h n; b. HY = E Y; c. l = h /mv; d. E = -13.6/ n2?

3. Укажите, какие из указанных частиц являются изоэлектронными:

a. Al3+; b. P3-; c. S; d. Cl-?

4. Какие значения всех квантовых чисел (n, ml, m, ms) возможны для валентного электрона атома калия:

a. 4, 1, -1 , - 1/2; b. 4, 1 , +1 , +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?

5. Вычислите энергию (Дж), необходимую для перехода электрона атома водорода из состояния, характеризующегося n= 1, в состояние с n3 :

a. 1.5; b. 0.2.10-18; c. 1.9; d. 12 .

Задание 2.

а) Определить степени окисления хрома, фосфора, марганца, иода в следующих солях кальция:CrO4 , CaCr2 O7 , Ca 2P2 O7 , Ca (MnO4)2 , Ca MnO3 , CaMnO4 , CaH3 JO6.

б) Определить степени окисления мышьяка в следующих соединениях:

Ca3 As2, KAs(OH)6 ,KH2 AsO3 ,KAsO2, Mg3 (AsO4)2 , AsCl3 , AsH3 ,HAsCl4, AsOCl .

в) Определить степени окисления серы в следующих соединениях:

SF6 , SO2 Cl2 , K2 S2 O7 , KHSO4 , H2 S, KHS, K2 S2 O3 , SOCl2 .

г) поставить цифровые индексы вместо “х”:

ангидрон MgCl2 Ox ортоклаз KAlSi xO8

антихлор Na2 H10 Sx O4 боракс Na2 BO5(OH)4

свинцовые пандермит Ca2 BxO6 (OH)7

белила Pbx CO5 H2 криолит Na3 AlFx

берилл Be3 Al2 Ox Si6 натролит Na2 Alx Si3 O10

гремучая ртуть Hg(Cx Nx O)2 нефелин KNa3 Al4 Six O16

кордиерит Mg2 Al4 Si5 Ox улексит BaCaBx O6 (OH)6

Задание 3.

Расставить коэффициенты в следующих уравнениях реакций:

1. Cr(OH)3 + H2 SO4 → Cr2(SO4)3 + H2 O

2. MnCO3 + HNO3 → Mn(NO3)2 + H2 O + CO2

3. Al2 (SO4)3 + Ba Cl2 → AlCl3 + BaSO4

4. NaNO3 + H2 SO4 → HNO3 + Na2 SO4

5. KMgCl3 .6 H2 O + H2 SO4 → K2 SO4 + MgSO4 + HCl + H2 O

6. FeO(OH) + HCl → FeCl3 + H2 O

7. Cu2 (OH )3 Cl + H2 SO4 → CuSO4 + HCl + H2 O

8. NaCaB5 O6 (OH)6 + HCl → NaCl + CaCl2 + H3 BO3 + H2 O

9. Co3 (AsO4)2 + H2 SO4 → CoSO4 + H3 AsO4

10. Cu3 (OH)2(CO3) + H Cl → CuCl2 + CO2 + H2 O

11. (NH4)2 SO4 + KOH → K2 SO4 + NH3 + H2 O

12. AlCl3 + (NH4)2 S + H2 O → Al(OH)3 + NH4 Cl + H2 O

13. (NH4)SnS3 + H Cl → NH4 Cl + SnS2 + H2 O

14. Na2 Sn(OH)4 + HCl → NaCl + H2 SnCl4 + H2 O

15. Na2 O. CaO.6SiO2 + HF → NaF + CaF2 + SiF4 + H2 O

16. Fe3 (PO4)2 + H2 SO4 → FeSO4 + H3 PO4

17. KMgSO4Cl + H2 SO4 → K2 SO4 + MgSO4 + H Cl

18. Mg2 B2 O5 + H2 O + H Cl → MgCl2 + H3 BO3

19. CaFe(CO3)2 + H Cl → CaCl2 + FeCl2 + CO2 + H2 O

20 KAl3 (OH)6 .(SO4 )2 + H2 SO4 → K2 SO4 + Al2 (SO4)3 + H2 O

21. CaB(OH) SiO4 + H2 SO4 → CaSO4 + H3 BO3 + SiO2

Задание 4.

Написать формулы кислот и оснований, соответствующие оксидам, приведенным в пункте “а”. Дополнительно написать формулы ещё для 10 различных оксидов элементов на основании их положения в Периодической системе, Cs, Ba, La, Ga, Ta, In, J, Pt, Co, Fe, используя высшие степени окисления. Указать возможный характер гидроксидов.

Задание 5.

Рассчитать D G0 для реакций присоединения жидкой воды к оксидам: BaO, CaO, Fe2O3, ZnO и определить, в каких случаях реакции идут с образованием гидроксида.

Задание 5.

Какие из реакций оксидов с водой идут в прямом направлении и в каком случае образуются кислоты, а в каком - основания: Al2 O3 , SiO2 , P2 O5 , CrO3 , Cr2 O3 , CoO, B2 O3?

Задание 6.

Показать термодинамическими расчетами возможность протекания прямой реакции с водородом следующих оксидов: Al2 O3 , CuO, Cu2 O, PbO, PbO2 , WO3 , ZnO.

Если какой-либо оксид восстанавливается водородом, предложите порядок осуществления этого процесса в лаборатории. Приведите уравнения реакций.

Задание 7.

Осуществить превращения:

1. ZnSO4 → Zn(CH3 COO)2

2. CaCO3 → Ca(CH3 COO)2

3. BaCl2 → BaCO3

4. CaCl2 → Ca(NO3 )2

5. KCl → K2 SO4

6. Ca(NO3 )2 → CaCO3 → Ca(HCO3 )2

7. MgSO4 → Mg(NO3)2

8. MgCl2 → MgSO4

9. Pb(NO3)2 → Pb(CH3 COO)2

10. AgNO3 → AgCl

11.CoSO4 → CoCl2:

12. BaCl2 → BaSO4 → Ba(HSO4 )2

13. Al2 (SO4 )3 → Al(NO3 )3;

14. NH4 Cl → (NH4 )2

15. CO3 → NH4 HCO3

Задание 8.

Из перечисленных ниже солей выберите хорошо, умеренно и плохо растворимые в воде соли: K2 SO4 , Al2 (SO4)3 , AlPO4, MnCO3, CaCl2, HgCl2,Ag3PO4,MnSO4 , PbSO4 ,

Li3PO4 ,LiF, MgF2 , Pb(CH3COO)2 ,Ba3(PO4)2 ,CaHPO4 ,Mg (H2PO4)2 ,SrSO4 , Ni(NO3)2 .

Дайте названия солей.

Задание 9.

Определите, какие из перечисленных ниже пар солей могут присутствовать в одном растворе. Составьте уравнения реакций, если они протекают в соответствующей паре:

1. NaNO3 + LiHSO4 2. ZnSO4 + BaCl2

3. ZnSO4 + KCl 4. Na2 S + FeSO4

5. K2 S + ZnCl2 6. BaCl2 + CuSO4

7. AlCl3 + Ba(HS)2 8. Na3 PO4 + LiCl

9. FeCl3 + Na2 CO3 10. AgNO3 + K H2 PO4

11. Ca(NO3 )2 + (NH4 )2CO3 12. MgSO4 + Sr(CH3 COO)2

13. NaNO3 + Cr2 (SO4Na2 SO4 + ZnCl2

15. K2 CO3 + Ba(NO3Pb(NO3 )2 + K2 SO4

17. Cr2 (SO4 )3 + Na2HPO4 18. BaCl2 + AgNO3

19. Cr 2(SO4 )3 + CaCl2 20. AgNO3 + KClO3

Задание 10.

Составить уравнения ионных реакций обмена:

1) Са(NO3)2 + K2CO3→

2) HNO3 + Ba(OH)2 →

3) Ba(NO2)2 + K2SO4→

4) K2CO3 +HCl→

5) Na2CO3 + H2SO4→

6) NaOH +Fe(NO3)2→

7) Pb(NO3)2 + K2SO4→

8) Na2SiO3 +Ba(OH)2→

9) FeCl3 +CsOH→

10) FeSO4 +Na3PO4 →

11) Pb(NO3)2 + K2SO4→

12) Na2SiO3 +Ba(OH)2→

13) FeCl3 +CsOH→

14) FeSO4 +Na3PO4 →

Задание 11.

1. Термодинамическим расчётом определить температуру, начиная с которой происходит разложение карбонатов Са и Ва.

2. Какие из солей более устойчивы? Напишите уравнения реакций разложения указанных веществ:

К2СО3 и СаСО3 BaCO3 и CaCO3

КСl и СН3 СООК K SO4 и ZnSO4

Pb(NO3)2 и Pb3(PO4)2 Cu(NO3) и AgNO3

CaCO3 и MgCO3 CuSO4 и BaSO4

CaSO4 и Al2 (SO4) NaNO3 и Cu(NO3 )2

Zn(OH)2 и ZnSO4 NH4Cl и CaCl2

Задание 12.

1. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + О2 ↔ 2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]р = 0,2 моль/л; [О2]р = 0,1 моль/л. Вычислите константу равнове­сия и исходную концентрацию NO и O2.

2. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3Н2 ↔ 2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + О2 ↔ 2NО? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

3. Исходные концентрации [NO]исх и [Cl2]исх в гомогенной системе 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.

Задание 13.

Осуществить превращения:

1. NH3 ← N2 → NO → HNO3 → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2

 

Mg3N2

+H2O

2. Са3Р2 → PH3 → P2O5

 

РСl5 ← Р

P2O5 → Н3РО4 → К3РО4 → Ag3PO4

3. K2S → FeS → H2S → S → SO2 → K2SO3 → SO2

4. Сu(NO3)2 → NO2 → HNO3 → Fe(NO3)2 → Fe(OH)2 → FeCl2

5. NaCl → Na → NaOH → Na2CO3 → NaCl → AgCl

6. K2CO3 → CO2 → СаСО3 → СаО → Са(ОН)2 → СаС12

7. Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaАl(OH)4

Al(NO3)3

8. Mn(OH)2 → MnCl2 → Mn → MnSO4 → Mn(OH)2 → MnO

9. Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2 → ZnCl2 → ZnS → H2S

10. NiCl2 → Ni → NiSO4 → Ni(OH)2 → Ni(NO3)2 → NiO.

Задание 14.

Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, (подобрать коэффициенты методом электронного и электронно-ионного баланса):

1. Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + Н2О

2. Са + H2SO4 → CaSO4 + H2S + Н2О

3. Сu(NО3)2 → CuO + NO2 + О2

4. СrO3 + NH3 → Cr2O3 + N2 + H2O

5. Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O

6. Cl2 + KOH → KCl + КСlO + H2O

7. KClO3 + S → KCl + SO2

8. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O

9. KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH

10. KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2MnO4 + K2SO4 + H2O

11. NaI + H2SO4 → I2 + H2S + Na2SO4 + H2O

12. NaCl + MnO2 + H2SO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O

13. Fe2O3 + CO → FeO + CO2

14. S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O

Задание 15.

Для нижеперечисленных процессов составить уравнения реакций. Если необходимо, добавить вещества для реального осуществления процесса. Расставить коэффициенты, указать окислитель и восстановитель.

1. Реакция хлорида железа (III) с иодидом калия с образованием свободного иода.

2. HgCl2 реагирует с тетрахлороловянной кислотой с образованием ртути и гексахлороловянной кислоты.

3. Реакция гидрида кальция с водой с выделением водорода

4. Реакция магния с уксусной кислотой.

5. Реакция сульфата ртути (II) с медной пластинкой.

6. Электролиз расплава едкого натра.

7. Горение сероводорода в воздухе с образованием свободной серы.

8. Разложение дихромата аммония с выделением азота и образованием оксида хрома(III).

9. Разложение оксида ртути (II) с выделением ртути и кислорода.

10. Разложение пероксида водорода в присутствии MnО2 с выделением кислорода и воды.

11. Реакция MnO2 с бромидом калия в сернокислой среде с образованием брома.

12. Разложение MnО2 при сильном нагревании с образованием Mn3 O4 и кислорода.

13. Восстановление Fe2O3 до железа алюмотермией.

14. Осторожное нагревание AuCl3 с выделением хлора и хлорида золота (I).

15. Взаимодействие сероводорода с сернистой кислотой с выделением серы.

16. Реакция сульфида свинца с азотной кислотой с образованием NO и S.

17. Реакция воды с раскаленным железом с образованием водорода и оксида железа (III).

18. Реакция оксида меди (II) и водорода.

19. Электролиз раствора CuSO4 .

20. Реакция концентрированной соляной кислоты с хлоратом калия с образованием хлора и хлорида калия.

Задание 16.

Написать уравнения реакций гидролиза солей, указать среду:

Ca(ClO)2 Cs2SO4 Na2HPO4, K2CO3, LiCl, (CH3COO)2Ca, Cr(OH)2 , CaS.

Литература:

Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.