Рабочая программа дисциплины. Общая и неорганическая химия (стр. 3 )

16.  Озон. Строение молекулы (метод валентных связей) физические и химические свойства озона. Окислительные свойства озона. Нахождение в природе. Способы получения. Области применения. Биологическая роль озона.

17.  Соединения пероксидного типа. Строение молекулы пероксида водорода. Физические и химические свойства пероксида водорода. Способы обнаружения пероксида в лаборатории. Области применения.

18.  Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.

19.  Сера. Положение в периодической системе . Строение атома. Возможные валентные состояния. Нахождение в природе. Аллотропные видоизменения серы. Физические и химические свойства. Области применения.

20.  Сероводород. Физические и химические свойства сероводорода. Восстановительные свойства сероводорода. Способы обнаружения сероводорода в лаборатории. Способы получения.

21.  Сульфиды. Классификация сульфидов. Физические и химические свойства. Растворимость сульфидов. Гидролиз сульфидов. Обнаружение сульфид-ионов. Способы получения.

22.  Оксид серы (IV). Строение молекулы (метод валентных связей). Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства оксида серы (IV). Способы получения в промышленности и лаборатории. способы обнаружения в лаборатории.

23.  Сернистая кислота. Сульфиты. Гидросульфиты. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства сульфитов.

24.  Оксид серы (VI). Строение молекулы (метод валентных связей). Физические и химические свойства. Полиморфные модификации оксида серы (VI). Способы получения и обнаружения.

25.  Серная кислота. Физические и химические свойства концентрированной и разбавленной серной кислоты. Отношение кислот к металлам и неметаллам. Сульфаты и гидросульфаты. Полисерные кислоты.

26.  Окислительно-восстановительные свойства кислородных соединений серы.

27.  Общая характеристика элементов VА - группы: положение в периодической системе , строение атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, степень окисления. Сравнение строения атома азота и фосфора, их возможные степени окисления и валентность..

28.  Азот. Строение молекулы азота (метод валентных связей, метод молекулярных орбиталей). Возможные степени окисления. Нахождение в природе. Физические и химические свойства азота. Способы получения. Области применения азота.

29.  Аммиак. Строение молекулы (метод валентных связей, метод молекулярных орбиталей). Физические и химические свойства аммиака. Гидроксид аммония. Восстановительные свойства аммиака. Способы получения в промышленности и лаборатории. Обнаружение аммиака и ионов аммония в лаборатории. Области применения.

30.  Порядок изменения восстановительных и основных свойств в ряду водородных соединений азота.

31.  Оксиды азота (I и II). Физические и химические свойства оксидов азота. Окислительно-восстановительные свойства оксида азота (II). Способы получения. Биологическая роль оксида азота (II).

32.  Оксиды азота (III, IV и V). Физические и химические свойства оксидов азота. Способы получения.

33.  Азотная кислота. Строение молекулы. Физические свойства. Химические свойства разбавленной и концентрированной кислоты, отношение к металлам. Окислительные свойства азотной кислоты.

34.  Нитраты. Способы разложения нитратов. Значение азотных удобрений.

35.  Азотистая кислота. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Нитриты. Биологическая роль нитритов.

36.  Окислительно-восстановительные свойства соединений азота.

37.  Фосфор. История открытия. Строение атома, возможные степени окисления. Аллотропные видоизменения фосфора. Физические и химические свойства фосфора. Окислительно-восстановительные свойства фосфора.

38.  Фосфин. Строение молекулы методом валентных связей. Физические и химические свойства. Способы получения.

39.  Оксиды фосфора (III и V). Строение молекул. Физические и химические свойства. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства.

40.  Оксокислоты фосфора (фосфорноватистая, ортофосфорная, полиметофосфорная). Сопоставление свойств оксокислот фосфора. Строение. Ортофосфорная кислота. Строение молекулы. Физические и химические свойства ортофосфорной кислоты. Получение. Соли фосфорной кислоты. Значение фосфорных удобрений.

41.  Оксокислоты фосфора, их строение.

42.  Мышьяк, сурьма, висмут, способы их получения. Физические свойства и химические. Арсин и стибин. Оксиды мышьяка, сурьмы и висмута.

43.  Соединения мышьяка, сурьмы, висмута. Кислоты, основания мышьяка, сурьмы и висмута, их химический характер и свойства.

44.  Общая характеристика элементов IVА –группы: положение в периодической системе , строение атома, изменение степени окисления, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности. Нахождение в природе.

45.  Углерод. Нахождение в природе. Аллотропные модификации углерода. Кристаллическое строение алмаза и графита. Физические и химические свойства углерода. Области применения.

46.  Оксид углерода (II). Строение его молекулы (метод валентных связей, метод молекулярных орбиталей). Способы получения. Физические и химические свойства. Восстановительная активность. Физиологическое действие угарного газа.

47.  Водородные соединения элементов IVА –группы. Метан. Строение. Физические и химические свойства метана. Способы получения. Практическое применение метана.

48.  Оксид углерода (IV). Строение молекулы. Физические и химические свойства углерода. Способы получения.

49.  Угольная кислота. Карбонаты. Гидрокарбонаты. Способы обнаружения карбонатов. Карбиды.

50.  Кремний, его строение. Соединения кремния с кислородом, физические и химические свойства. Кремневая кислота. Силикаты. Области применения соединений кремния.

51.  Окислитьельно-восстановительные свойства соединений углерода.

Вопросы контроля для промежуточной аттестации студентов (ч.3)

1.  Общие свойства металлов. Металлическая связь. Особенности электронного строения атомов металлов. Типы кристаллических решеток металлов.

2.  Электрохимический ряд напряжения металлов. Ряд стандартных электродных потенциалов.

3.  Способы получения металлов. Получение металлов высокой степени чистоты. Сплавы.

4.  Коррозия металлов. Способы борьбы с коррозией металлов.

5.  Щелочные металлы. Положение в Периодической системе химических элементов . Электронное строение атомов. Закономерность изменения свойств элементов IА группы. Распространенность и нахождение в природе.

6.  Физические и химические свойства натрия и калия. Способы получения. Правила хранения и обращения со щелочными металлами. Значение катионов калия и натрия для живых организмов. Биологическое значение натрия и калия.

7.  Физические и химические свойства оксида, пероксида и гидроксида натрия. Способы их получения.

8.  Литий. Строение атома. Положение в Периодической системе . Отличительные особенности физических и химических свойств лития от других щелочных металлов.

9.  Соединения лития (оксид лития, гидроксид лития, соли лития). Их физические и химические свойства. Практическое значение лития и его соединений.

10.  Элементы ІІ-А группы (щелочно-земельные металлы, бериллий и магний). Положение в Периодической системе химических элементов . Электронное строение атомов. Закономерность изменения энергии ионизации, атомного радиуса, кислотно-основных свойств. Распространенность и нахождение в природе.

11.  Бериллий, строение атома, sр и sр3 гибридизация. Физические, химические свойства бериллия. Получение бериллия.

12.  Оксиды и гидроксиды бериллия. Их физические и химические свойства. Области применения соединений бериллия.

13.  Магний. Физические и химические свойства. Оксид и гидроксид магния, способы их получения. Соли магния. Значение магния для организма.

14.  Кальций. Физические и химические свойства. Оксид и гидроксид металла, способы их получения. Соли кальция. Применение. Биологическое значение.

15.  Виды жесткости воды и способы их устранения.

16.  Комплексные соединения. Основные положения теории Вернера. Внешняя и внутренняя сферы комплексов. Классификация комплексных соединений.

17.  Диссоциация комплексных соединений. Константа диссоциации. Константа устойчивости. Изомерия комплексных соединений (пространственная, оптическая, гидратная, ионизационная, координационная).

18.  Природа химических связей в комплексных соединениях. Типы гибридизаций комплексных соединений. Спектрохимический ряд лигандов. Магнитные свойства комплексов.

19.  Металлы IIIА-группы. Положение в Периодической системе . Электронное строение атомов. Общая характеристика элементов IIIА-группы. Распространенность и нахождение в природе.

20.  Бор. Способы получения. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные соединения бора. Борная кислота. Области применения.

21.  Алюминий. Способы получения. Физические и химические свойства. Отношение алюминия к воде, кислотам, щелочам. Области применения алюминия и его соединений.

22.  Оксид и гидроксид алюминия. Способы получения. Химические свойства.

23.  Соли алюминия, их гидролиз..

24.  Металлы IVА-группы. Положение в Периодической системе химических элементов . Электронное строение атомов. Общая характеристика подгруппы элементов. Распространенность и нахождение в природе.

25.  Олово, свинец. Способы получения. Физические и химические свойства.

26.  Оксиды олова и свинца. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика кислотно-основных свойств в степени окисления +2 и +4.

27.  Гидроксиды олова и свинца, способы получения, химические свойства. Соли олова и свинца, их гидролиз. Токсикология. Применение олова, свинца и их соединений.

28.  Общая характеристика элементов подгруппы меди. Положение в Периодической системе химических элементов . Особенности электронного строения атомов. Наиболее характерные степени окисления атомов меди, серебра, золота. Нахождение в природе. Способы получения.

29.  Физические и химические свойства меди. Отношение меди к действию кислот. Комплексные соединения меди. Сплавы на основе меди.

30.  Физические и химические свойства серебра и золота. Их отношение к действию кислот. Биологическое значение. Области применения.

31.  Оксиды и гидроксиды меди (I и II). Способы их получения. Химические свойства оксидов и гидроксидов меди.

32.  Оксиды и гидроксиды серебра и золота. Способы их получения. Химические свойства оксидов и гидроксидов серебра и золота.

33.  Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IБ-группы в степенях окисления +1, +2, +3.

34.  Общая характеристика элементов подгруппы цинка. Положение в Периодической системе химических элементов . Особенности электронного строения атомов. Закономерность изменения энергии ионизации, атомного радиуса, активности металлов. Нахождение в природе. Способы получения.

35.  Физические и химические свойства цинка, отношение к действию простых веществ и сложных веществ. Области применения.

36.  Оксид и гидроксид цинка. Способы получения соединений цинка. Химические свойства оксида и гидроксида цинка. Гидролиз солей цинка.

37.  Физические и химические свойства кадмия и ртути. Киноварь, сулема, каломель Амальгамы. Соединения ртути в степени окисления +1. Токсичность соединений цинка, кадмия и ртути. Важнейшие комплексные соединения элементов.

38.  Общая характеристика элементов подгруппы хрома. Положение в Периодической системе химических элементов . Особенности электронного строения атомов. Закономерности изменения свойств элементов в группе. Нахождение в природе.

39.  Хром. Особенности строения атома. Физические и химические свойства хрома. Способы получения. Области применения.

40.  Оксиды и гидроксиды хрома со степенью окисления +2, +3. Способы их получения, физические и химические свойства. Кислотно-основные свойства

41.  Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома (II) и (III).

42.  Соединения хрома в степени окисления +6. Хромовый ангидрид. Способы получения. Физические и химические свойства ангидрида.

43.  Хромовая и дихромовые кислоты. Способы получения солей хромовых кислот. Хромиты и дихроматы. Полихромовые кислоты. Применение хрома и его соединений.

44.  Условия существования хроматов и дихроматов.

45.  Соли хромовых кислот. Комплексные соединения хрома.

46.  Окислительные свойства соединений хрома (VI).

47.  Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений хрома в различных степенях окисления.

48.  Молибден и вольфрам. Их физические и химические свойства. Соединения молибдена и вольфрама, их практическое значение.

49.  Общая характеристика элементов подгруппы марганца. Положение в Периодической системе химических элементов . Особенности электронного строения атомов. Закономерности изменения свойств элементов. Наиболее характерные степени окисления элементов в этих соединениях. Нахождение в природе.

50.  Марганец. Способы получения, физические и химические свойства марганца.

51.  Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений марганца в различных степенях окисления.

52.  Оксиды и гидроксиды марганца в степени окисления +2, Способы их получения, физические и химические свойства. Соли марганца.

53.  Оксиды и гидроксиды марганца в степени окисления +3. Способы их получения, физические и химические свойства.

54.  Оксид марганца в степени окисления +4. Способы получения, физические и химические свойства оксида. Свойства оксида как катализатора. Характеристика окислительно-восстановительных свойств оксида.

55.  Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в степени окисления +2, +3, +4.

56.  Оксиды и гидроксиды марганца со степенью окисления +6, +7. Марганцовистая и марганцовая кислоты, их соли. Получение, химические свойства. Марганцовый ангидрид, получение. Значение соединений марганца.

57.  Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью окисления +6.

58.  Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца со степенью окисления +7. влияние кислотности среды на процесс протекания окислительно-восстановительных реакций.

59.  Общая характеристика элементов триады железа (железо, кобальт, никель). Положение в Периодической системе химических элементов . Особенности электронного строения атомов. Закономерность изменения свойств элементов. Наиболее характерные степени окисления элементов в их соединениях. Нахождение в природе. Способы получения.

60.  Железо. Строение атома. Физические и химические свойства железа. Отношение его к воде, кислотам, щелочам, солям. Взаимодействие железа с неметаллами. Биологическое значение железа.

61.  Сплавы на основе железа. Способы их получения. Практическое значение.

62.  Кобальт, никель. Особенности строения их атомов. Положение в периодической системе . Способы получения. Физические свойства. Взаимодействие с простыми и сложными веществами. Биологическая роль кобальта.

63.  Соединения железа со степенью окисления + 2 и + 3 (оксиды, гидроксиды). Способы их получения. Физические и химические свойства.

64.  Соли железа (II и III). Комплексные соли железа.

65.  Гидролиз солей железа.

66.  Качественные реакции на соли железа (II и III).

67.  Окислительно-восстановительные свойства соединений железа.

68.  Соединения железа в степени окисления +6, +8, их физические и химические свойства. Ферраты, способы их получения.

69.  Оксиды и гидроксиды кобальта и никеля в степени окисления +2, +3. Способы их получения, физические и химические свойства.

70.  Комплексные соединения кобальта и никеля. Окислительно-восстановительные свойства соединений кобальта и никеля со степенью окисления +2, +3.

71.  Гидролиз солей кобальта и никеля.

72.  Общая характеристика свойств элементов главных подгрупп периодической системе и их соединений. Закономерности в изменении радиусов, энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности.

73.  Соединения металлов и неметаллов главных подгрупп с водородом. Закономерности изменения их восстановительных свойств и прочности связи в этих соединениях.

74.  Особенности электронных структур атомов переходных металлов и их положение в Периодической системе . Черты сходства и отличия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп. Многообразие степеней окисления, проявляемых атомами элементов побочных подгрупп. Склонность d-элементов к комплексообразованию.

75.  Общая характеристика элементов подгруппы скандия. Положение в Периодической системе химических элементов . Электронное строение атомов. Физические и химические свойства металлов. Сравнение свойств элементов главной и побочной подгруппы III группы.

76.  Сравнение окислительно-восстановительных свойств соединений свинца со степенью окисления +2 и +4.

Вопросы контроля для промежуточной аттестации студентов (ч.4)

Состояние термодинамической системы. Первый закон термодинамики. Закон сохранения материи. Тепловые эффекты и термохимические уравнения. Закон Гесса. Химический процесс, протекающий в закрытой системе. Направление реакций в изолированной системе. Энтропия. Энтропия изолированной системы, в которой протекают обратимые фазовые переходы. Направление реакций в неизолированной системе. Энергия Гиббса. Температурная зависимость энтальпии. Мольная теплоемкость. Энергия Гиббса и химические свойства веществ. Условия протекания окислительно-восстановительных реакций. Типичные окислители и восстановители. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций. Гидролиз. Гидролиз солей (4 типа). Константа гидролиза. Кислотно-основное равновесие. Теория Аррениуса. Теория кислот и оснований Льюиса, Бренстеда-Лоури. Автопротолиз воды. Кислотно-основные индикаторы. Измерение рН. Электролитическая диссоциация. основные положения.

17.  Квантово-механическая теория строения атома.

18.  Представления о волновых свойствах электрона. Корпускулярно-волновой дуализм. Уравнение Планка. Уравнение волны де-Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.

19.  Понятие о квантовых числах: главном, орбитальном, магнитном и спиновом. Их значения и физический смысл. Порядок заселения орбиталей электронами. Принцип наименьшей энергии. Правила Клечковского. Принцип Паули. Максимальная емкость энергетических уровней и подуровней. Правило Хунда.

20.  Электронные символические и графические формулы элементов периодической системы. s-, p-. d-. f – элементы.

21.  Периодическая система и электронная структура атомов. Периодичность свойств атомов.

22.  Химическая связь.

23.  Основные положения химической кинетики. Механизмы химических реакций. Скорость химических реакций.

24.  Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс. Константа скорости реакции и ее физический смысл. Энергия активации. Активированный комплекс. Условия эффективных соударений молекул. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ. Катализатор.

25.  Теория катализа, виды катализа. Виды катализаторов.

Физическая теория растворов С. Аррениуса. Свойства растворов, сближающие их с физическими смесями (процесс диффузии). Химическая теория растворов . Свойства растворов, сближающие их с химическими соединениями (теплота растворения, сольватация, гидратация). Гидролиз. Реакции амфотерных соединений. Комплексообразование. Электродные процессы. Окислительно-восстановительные реакции.

7. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины

1.  Основная литература

Глинка химия [Текст] : учеб. пособие для вузов / ; под ред. . -30-е изд., испр. – М. : Интеграл-Пресс, 2008. – 727, ISBN -1 Практикум по общей и неорганической химии [Текст] : учеб. пособие / [и др.] ; под ред. , . – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – 301. – (Высшее образование). – ISBN -7 9 в пер.)

2. Дополнительная литература

Неорганическая химия: В 3 т. / Под ред. т.2 Химия непереходных элементов: Учебник для студ. Высш. учеб. Заведений / , , . – М.:Издательский центр «Академия», 2004. – 368 с. Штреплер и упражнения по общей химии [Текст] : учеб.-метод. пособ. для студентов хим.-биол. специальностей. – Саратов: Изд-во Саратю ун-та, 2011. – 124 с. Ахметов и неорганическая химия Москва, Высшая школа: Академия., 20е изд., стер. Лидин и неорганическая химия в вопросах: Пособие для вузов / , ; Под ред. . – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2004. – 304 с.

3. Интернет-источники

Научная электронная библиотека ***** – http://*****/defaultx. asp

Интернет библиотека электронных книг Elibrus – http://*****/psi. shtml

8. Материально-техническое обеспечение дисциплины

Наглядные пособия – «Периодическая система химических элементов ", "Растворимость солей, кислот и оснований в воде", "Электрохимический ряд напряжений металлов", и др.).

2 Приборы, наборы посуды и лабораторных принадлежностей для химического эксперимента: аппарат (установка) для дистилляции воды, весы (до 500 г), нагревательные приборы, штативы, аппараты для получения газов, термометры, барометр, фарфоровая посуда, бюретки, электронные весы, прибор для определения электропроводности веществ, Аппарат Киппа, мерная посуда. Специальная химическая посуда (.колба Вюрца, Колба Бунзена, воронка Бюхнера, промывные склянки, тигли, водяная баня), фильтровальная бумага.

3. Химические реактивы

4. Ноутбук с программным обеспечением.

5. Экран проекционный

Программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС ВПО с направления подготовки 050100 Педагогическое образование, утвержденного приказом Минобрнауки России 17 сентября 2009 года, № 000. Профиль «Химия» ФГОС ВПО утвержден приказом Минобрнауки России от 01.01.01 года, № 000 с учетом рекомендаций и примерной ООП ВПО по направлению 050100 Педагогическое образование, профиль «Химия»

Авторы,

доцент кафедры химии и методики обучения

Института химии СГУ ______

Программа одобрена на заседании кафедры химии и методики обучения

Института химии СГУ от 29 августа 2011 года, протокол

Подписи:

Зав. кафедрой, д. х.н.

Директор Института химии,

д. х.н., профессор

Приложение 1

Вопросы для самостоятельной подготовки к лабораторным занятиям

Элементы I А – группы. Водород

1. Какими способами можно получить молекулярный водород : а) в лаборатории, б) в промышленности?

2. Укажите, какие функции могут выполнять в химических реакциях частицы: а) Н2, б) Н(раствор), в) Н(твердое состояние). Выводы подтвердите уравнениями реакций.

3. В чем заключается отличие электронного строения атома фтора от строения атомов других галогенов? К каким особенностям фтора приводит это отличие?

4. Какие галогены в свободном виде получают электролизом? Укажите промышленный способ получения остальных галогенов. Какой галоген нельзя получить химическим путем?

5. Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома хлора и геометрическую форму частиц СlF3, СlF5. каков тип гибридизации атомных орбиталей?

6. Сравните кислотные свойства галогеноводородов, определяемые химической связью в этих соединениях.

7. Составьте уравнения реакций, протекающих при смешивании водных растворов следующих веществ:

А) КМnО4 + КI =

Б) КмnО4 + Н2SО4 + КI =

8. Предложите способы разделения ионов фтора, хлора, брома, иода при их попарном присутствии в водном растворе. Каким образом идентифицировать их при совместном присутствии в растворе всех четырех ионов?

9. Охарактеризуйте химическую связь в молекулах Cl2О и ClО2 , а также их геометрическое строение и реакционную способность.

10. Составьте уравнения реакций Cl2О, ClО2, ClО3 с водой, приводящих к получению всех кислородных кислот хлора. Укажите относительную силу этих кислот в водном растворе.

11. По правилу Полинга определите силу следующих кислот в водном растворе: НвrО, НвrО3, НвrО4. выводы подтвердите справочными данными.

12. Как изменяются окислительные свойства соединений галогенов с одной и той же степенью окисления при увеличении порядкового номера элемента-галогена? Подтвердите ответ уравнениями реакций.

13. Гипохлорит, хлорит и хлорат натрия – сильные окислители в реакциях, протекающих при умеренном нагревании реагентов, а перхлорат натрия в этих условиях – более слабый окислитель. Объясните эти факты.

14. Укажите, какие продукты могут образовываться при нагревании смеси следующих веществ: а) перхлората и сульфида калия; б) хлората и тиосульфата калия. Предложите способы разделения продуктов из полученного плава.

15. Составьте уравнения реакций термического разложения всех известных оксидов хлора.

Элементы VI А – группы

1.  Как изменяются свойства элементов :А – группы при переходе от кислорода к полонию? Твердый О2 и твердая сера S8 имеют молекулярную кристаллическую решетку. Какую кристаллическую решетку имеет полоний в свободном виде?

2.  Молекула дикислорода – неполярная и парамагнитная, а молекула озона – полярная и диамагнитная. Объясните эти факты.

3.  В газообразной сере при 900С обнаружены молекулы S2. По ММО предложите электронное строение и магнитные свойства этой молекулы.

4.По МВС предскажите геометрическую форму ОF2 и сравните результат с геометрией молекулы Н2О. Укажите, какая из этих молекул менее полярна.

5.Используя МВС, предложите геометрическую конфигурацию следующих частиц: SF6, SCl2.

6.Составьте уравнения реакций, иллюстрирующих окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода в кислотной и щелочной среде. В какой среде пероксид водорода является более сильным: а) окислителем; б) восстановителем?

7.  Предложите способы удаления сероводорода из водного раствора, осуществляемые в лаборатории.

8.Является ли взаимодействие твердого сульфида натрия с конц. серной кислотой окислительно-восстановительной реакцией? Дайте мотивированный ответ.

9.  Составьте уравнения реакций, иллюстрирующие восстановительные свойства диоксида серы в кислотной и щелочной средах. В какой среде эти свойства более ярко выражены?

10.  По МВС предскажите полярность, а отсюда – реакционную способность молекул SО2 и SО3.

11.  Составьте уравнения всех стадий получения серной кислоты в промышленности, если исходным веществом является пирит.

12.  По правилу Полинга предскажите силу кислот в водном растворе: Н2SО4, Н2SО7.

13.  Составьте электрохимическое уравнение процессов на катоде и аноде для разбавленных водных растворов: Н2SО4, К2SО4, NаF.

14.  Какие из указанных веществ не следует подвергать сушке с помощью конц. серной кислоты: НСl, SО2, НI, воздух, Н2, СО2.

15. Приведите уравнения реакций, в которых конц. серная кислота является окислителем за счет атома серы, а разб. серная кислота – за счет атома водорода.

Элементы VА – группы

1.ММО и МВС рассмотрите образование химической связи в молекуле азота.

Используя ММО, рассмотрите образование химической связи в частицах N ,

N, N . Укажите изменение порядка, энергии и длины связи в этом ряду.

2.  Опишите строение белого и красного фосфора. Почему белый фосфор обладает более высокой химической активностью?

3.  В чем заключается главная причина сходства и различия химии элементов азота, фосфора и мышьяка?

4.  Составьте уравнения реакций:

Р + Н3О + МnО =

Аs + ОН + СlО =

5.  Пользуясь принципом Ле Шателье, укажите оптимальные условия, обеспечивающие увеличение выхода аммиака при его прямом синтезе из азота и водорода.

6.  Составьте уравнения термического разложения азотной кислоты, нитрата калия, свинца (II) и серебра (I).

7.  Приведите уравнение реакции лабораторного способа получения ортофосфорной кислоты, исходя из красного фосфора и конц. азотной кислоты.

8.  Каким путем можно отличить хлорид аммония от хлорида натрия? Приведите уравнения реакций.

9.  Чем обусловлена малая реакционная способность нитрат-иона в водном растворе? Какие условия необходимо создать, чтобы азот (V) мог проявлять окислительные свойства?

10.  Составьте уравнения реакций:

РI3 + Н2О =

РF3 + ОН =

Элементы IVА – группы

1.  Опишите аллотропные модификации углерода. Почему графит обладает электропроводностью?

2.  По ММО составьте энергетические диаграммы образования связи в частицах СО, СN.

3.  Составьте уравнения реакций взаимодействия с избытком воды: а) дикарбида кальция; б) карбида алюминия.

4.  Перечислите продукты взаимодействия диоксида углерода с: а) раствором гидроксида бария; б) раствором тетрагидроксобериллата (II ) натрия.

5.  Предложите возможные способы : а) разделения смеси ионов Sn и Рb .

6.  Составьте уравнения реакций:

РbО2 + Н2О2 =

РbО2 + НNО3 + КNО2 =

7.Напишите уравнения реакций гидролиза карбоната калия, гидрокарбоната калия, карбоната аммония.

8.Смешаны оксиды Германия (IV) и свинца (IV). Предложите способы их разделения.

9.Составьте уравнения реакций:

РbS + О2 =

РbS + Н2О2 =

10.  Составьте уравнения реакций:

Sn + ОН + Н2О =

Sn + НNО3 (конц.) =

Sn + НNО3 (разб.) =

III семестр - Химия металлов

Элементы IА – группы

1.По методу молекулярных орбиталей рассмотрите образование связи в частицах Li, Li, Li. Как изменяется энергия и длина связи в этом ряду? Укажите магнитные свойства всех частиц.

2.  Сравните положение лития в электрохимическом ряду напряжений и Периодической таблице относительно других щелочных металлов. Объясните кажущуюся аномалию, учитывая увеличение размеров катионов щелочных металлов с ростом порядкового номера элемента.

3.  Составьте уравнения электорхимических реакций на инертных электродах и общие уравнения электролиза расплавов: а) фторида калия; б) гидрида лития.

4.  Какие вещества образуются при сгорании каждого из простых веществ элементов IА –группы на воздухе? Как эти продукты реагируют с водой?

5.  Через водный раствор гидроксида натрия пропускают следующие газообразные вещества: хлор, хлороводород, диоксид углерода. Напишите соответствующие уравнения реакций.

6.  Составьте уравнения реакций:

Nа2О2 + КМnО4 + Н2SО4 =

NаН + Н2О =

7.Охарактеризуйте отношение щелочных металлов к кислороду, водороду, воде и кислотам. Чем литий по своим свойствам отличается от других щелочных металлов? Дайте мотивированный ответ.

8.Напишите уравнения реакций получения оксидов и гидроксидов щелочных металлов. Как изменяется растворимость и сила гидроксидов от лития к цезию?

9.Составьте схемы электрохимических процессов, происходящих при электролизе раствора и расплава хлорида калия.

10.  Напишите уравнения реакций гидролиза карбоната калия, сульфида натрия.

Элементы IIА – группы

1.Составьте уравнения реакций между магнием и следующими веществами: а) серная кислота (разб.);б) азотная кислота (разб.); в) вода (гор.).

2.Магний подожгли на воздухе. Каков состав спека? Что произойдет с этим спеком: а) во влажной атмосфере и при последующем прокаливании, б) при взаимодействии с азотной кислотой (разб.)? Почему магний не реагирует с холодной водой?

3.Какие продукты могут образовываться при барботировании через раствор гидроксида бария следующих газов: а) диоксида углерода, б) сероводорода, в) иодоводорода, в) дихлора? Составьте уравнения реакций.

4.Составьте уравнение обратимой реакции разложения карбоната кальция, запишите выражение для константы равновесия и укажите условия, необходимые для полного разложения соли.

5.Как можно получить гидроксиды щелочноземельных металлов? Напишите уравнения соответствующих реакций. Как изменяется растворимость и сила гидроксидов щелочноземельных металлов от кальция к барию?

6.Какие ионы придают воде «жесткость»? Как можно ее устранить? Написать уравнения соответствующих реакций.

7.Напишите уравнения реакций, которые произойдут при добавлении соды к жесткой воде, содержащей Са(НСО3)2, Мg(НСО3)2, СаSО4.

8.Укажите различия в протекании гидролиза следующих соединений: ВаS, СаС2, Ве2С.

9.Какие типы гидроксидов известны для элементов II А-группы? Ответ подтвердите уравнениями реакций. Почему гидроксид магния реагирует с сульфатом аммония в растворе, а гидроксид бериллия не реагирует?

10. Какие вещества получаются в осадке при добавлении соды к раствору, содержащему соли хлорида магния, хлорида кальция, нитрата бария, хлорида аммония?

Элементы III А – группы

1.  Опишите образование связи в молекуле В2 по ММО. Укажите порядок связи и магнитные свойства этой молекулы.