Химия (стр. 3 )

А) 1S22S22P3;

Б) 1S22S22P63S23P63D34S2;

В) 1S22S22P63S23P6;

Г) 1S22S22P63S23P63D104S1.

Дать объяснение.

6.Какую высшую и низшую степени окисления проявляют мышьяк, селен, бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

7.Проанализировать химическую связь следующих веществ:

Н2, Cl2, BeCl2, BCl3 , CCl4 , CH4, C2 H4, H2SO4, HNO3.

8. Используя метод молекулярных орбиталей, нарисовать энергетическую схему и рассчитать кратность связи в молекулах: Н2, Н+2, N2, O2, F2, CO, NO.

9.Какие кристаллические структуры называют ионными, атомными, молекулярными и металлическими? Кристаллы каких веществ - алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода, цинк - имеют указанные структуры?

10.Какой способ образования ковалентной связи называют донорно - акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NH4+ и BF4‾ ? Укажите донор и акцептор?

Тема 2.1. (Занятие 3). Энергетика химических процессов

Вопросы для обсуждения:

Внутренняя энергия системы. Закон сохранения энергии. Экзотермические реакции.

Тепловые эффекты реакции. Теплота образования химических соединений. Теплота сгорания химических соединений.

Закон Гесса.

Изменения внутренней энергии системы. Энтальпия. Термохимические уравнения.

Энтропия. Изобарно - изотермический потенциал (энергия Гибба).

Связь изменения энтропии, энтальпии и энергии Гиббса в термохимической обратимости.

Понятие о стандартных термодинамических величинах.

Задания:

1. Определить стандартную энтальпию образования PH3(г) (ΔН0f 298), исходя из уравнения:

2PH3(г) + 4O2(г) = P2O5(k) + 3H2O(ж); D H0298 = - 2360кДж.

Нp0 = Σ Н0прод • n - Σ Н0исх •n

2. Вычислить D H0298 реакции восстановления оксида цинка углем с образованием СО.

ZnO (к) + C (к) = CO (г) + Zn (к)

3. По данным таблиц «Стандартные энтальпии образования…» и «Стандартные абсолютные энтропии…» вычислить ΔG0298 следующих реакций и определить принципиальную возможность их осуществления в стандартных условиях:

1) 2NH3(г) + 2,5 O2(г) = 2NO(Г) + 3H2O(ж)

2) N2O(г) + 1/2O2(Г) = 2NO

3) SO2(г) + 2H2S(Г) = 2S(k) + 2H2O(ж)

4) 2HCl(г) + Ѕ O2(г) = Cl2(г) + H2O(ж).

4. Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по уравнению:

Fe2O3(k) + 3H2(Г) = 2Fe(k) + 3H2O(Г) ; DH = +96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ΔS = 0,1387 кДж (моль•К)?

При какой Т начнется восстановление Fe2O3?

5. Вычислите DH0, DS, DG0т реакции, протекающей по уравнению Fe2O3(k) + 3C (k) = 2Fe(k) + 3CO (г)

Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при 500 и 1000К?

6. При сгорании 3,2г серы выделилось 27,9 кДж. Рассчитать теплоту образования SO2.

Тема 3.3. (Занятие 8). Окислительно-восстановительные реакции

Вопросы для обсуждения:

1. Понятие об окислительно - восстановительных процессах.

2. Окислители и восстановители.

3. Классификация окислительно - восстановительных реакций.

4. Приемы составления уравнений окислительно - восстановительных реакций.

А) Метод электронного баланса

Б) Метод ионно-электронных уравнений (полуреакций)

Задания:

1. Определить восстановитель и окислитель, рас­ставить коэффициенты, пользуясь методам электронного баланса:

S + KOH ® K2SO3 + K2S + H2O

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O

Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O

H3PO3 + AgNO3 + H2O ® H3PO4 + Ag + HNO3

NaBrO3 + NaBr + H2SO4 ® Br2 + Na2SO4 + H2O

MnO2 + KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl + H2O

NaHSO3 + Cl2 + H2O ® NaHSO4 + HCl

H2Se + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Se + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Cr(OH)3 + Br2 + KOH ® K2CrO4 + KBr +H2O

HNO2 + Br2 + H2O ® HNO3 + HBr

As2S3 + H2O2 + NH4OH ® (NH4)3AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O

MnSO4 + NaBiO3 + HNO3 ® HMnO4 + Na2SO4 + Bi(NO3)3 + Н2О

2. Определить восстановитель и окислитель, рас­ставить коэффициенты, пользуясь методам ионно-электронных полуреакций:

Ca(ClO)2 + NaBr + H2O ® CaCl2 + Br2 + NaOH

Na2SeO3 + F2 + NaOH ® Na2SeO4 +NaF + H2O

PH3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 +H2O

Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

NaAsO2 + I2 + Na2CO3 + H2O ® NaH2AsO4 + NaI + CO2

Br2 + NaOH ® NaBrO3 + NaBr + H2O

Na2SO3 + KMnO4 + H2O ® MnO2 + Na2SO4 + KOH

NaCrO2 + H2O2 + NaOH ® Na2CrO4 + H2O

Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

As2Se5 + HNO3 + H2O ® H3AsO4 + H2SeO4 +NO

AsH3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH ® K2CrO4 + K2SO4 + H2O

3. Указать, какие из перечисленных реакций являются окислительно-восстановительными:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + 2HCl

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2­

C + O2 = CO2­

CaCO3 = CaO + CO2

4. Указать, какие из ионов и атомов могут являться только восстановителями, только окислителями и как восстановителями, так и окислителями:

K+, Cl‾, S-2, S+6, S+4, N+3, N+4, N+5, N-3.

Тема 3.3. (Занятие 9). Электрохимические процессы

Вопросы для обсуждения:

1. Химические источники тока. Понятие о гальваническом элементе.

2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

3.Стандартные окислительно - восстановительные процессы.

4.Значение окислительно - восстановительных процессов в живой и неживой природе.

5.Электролиз. Законы Фарадея.

6.Порядок разрядки катионов и анионов на электродах.

Задания:

1. Составить схему, написать уравнения электродных процессов и рассчитать э. д.с. элемента, состоящего из цинковой и никелевой пластин, опущенных в растворы сернокислых солей с концентрацией = 0,01 моль/л.

2. Вычислить электродвижущую силу концентрационного элемента:

Cu/CuCrO4 (C1=0,01 моль/л) // CuCrO4 (C2=0,1 моль/л)/Cu.

3. Составить схему гальванического элемента, в котором протекает токообразующая реакция: Cd + CuSO4 (C=1 моль/л) ® CdSO4 (C=1 моль/л) + Cu.

Вычислить э. д.с. элемента и энергию Гиббса DG.

4. Исходя из величин стандартных электродных потенциалов рассчи­тать константу равновесия реакции, протекающей в гальваническом элементе:

Cu + 2AgNO3 ® Cu(NO3)2 + 2Ag.

5. Определить э. д.с. элемента, у которого электродами являются две платиновые пластинки, опущенные в растворы SnCl2 и FeCl3. Составить схему гальванического элемента.

6. Разобрать процессы, протекающие у электродов при электролизе водных растворов: Na2SO4, Cd(NO3)2, KBr, CuCl2; для каждого из них составить общее уравнение реакции.

7. Вычислить массу серебра, выделившуюся на катоде при пропускании тока силой 6А через раствор нитрата серебра в течение 30 мин.

8. Найти объем кислорода (условия нормальные), который выделится при пропускании тока силой 6А в течение 30 мин через водный раствор KOH.

9. При электролизе водного раствора АgNO3 с нерастворимым анодом в течение 50 мин при силе тока в 3,0 А на катоде выделилось 9,6 г серебра. Вычислить выход по току.

10. Сколько времени нужно пропускать ток силой 2,0 А через раствор сульфата никеля, чтобы покрыть металлическую пластинку 200 см2 слоем никеля, толщиной 0,01 мм, если плотность никеля 8,9 г/см3. Выход по току составляет 90 %.

11. Определить толщину слоя металла – Pt (в миллиметрах), нанесенного на другой металл гальваническим методом. Исходный электролит H2[PtCl6]. Площадь поверхности металлической пластинки 250 см2, плотность платины 21,47 г/см2. Время электролиза 45 мин, ток силой 0,2 А, выход по току составляет 90%.

7. Темы лабораторных работ (Лабораторный практикум).

1.1.Лабораторная работа № 1. Техника лабораторных работ. Правила техники безопасности

Задания:

1. Ознакомьтесь с порядком работы и основными правилами поведения в химической лаборатории.

2. Изучите обязательные требования техники безопасности при работе студента в химической лаборатории.

3. Познакомьтесь с правилами оказания первой медицинской помощи.

4. Основное химическое оборудование и обращение с ним (весы, нагревательные приборы, химическая посуда)

5. Основные приёмы работы в лаборатории (фильтрование, работа с газами, работа со стеклом).

2.2. Лабораторная работа № 2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие. Катализ

Задания:

Влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Для проведения опыта укрепить в штативе вертикально пробирку с газоотводной трубкой, свободный конец которой опустить в кристаллизатор с водой. Другую пробирку, заполненную водой, перевернуть вверх дном и опустить в кристаллизатор с водой. Пробирку с газоотводной трубкой заполнить на 2/3 объема 0,1 н. раствором уксусной кислоты, затем внести туда 2 - 3 гранулы цинка, предварительно промытые водой и высушенные фильтровальной бумагой. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой под водой подвести под отверстие пробирки с водой (следить, чтобы в пробирку не проник воздух и чтобы не вылилась из нее вода).С помощью секундомера или метронома отметить время заполнения пробирки газом.

По окончании опыта вылить уксусную кислоту из пробирки, промыть цинк, высушить его фильтровальной бумагой. Провести опыт снова, заполнив пробирку на 2/3 объема 0,1 н. раствором соляной кислоты.

Сравнить скорости взаимодействия с цинком соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации и объяснить наблюдаемые явления.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

А) К 1н. раствору тиосульфата натрия Na2S2O3 прилить 2 н. раствор серной кислоты Н2SO4. Наблюдать помутнение раствора, которое вызвано взаимодействием тиосульфата натрия и серной кислоты с выделением свободной серы:

Na2S2O3 + Н2SO4 ® Na2SO4 + SO2 + Н2О + S

Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, характеризует скорость реакции.

Б) В три большие нумерованные пробирки налить разбавленный (1: 200) раствор тиосульфата натрия Na2S2O3: в первую - 5 мл, во вторую - 10 мл, в третью - 15 мл. К содержимому первой пробирки добавить затем 10 мл воды, а второй - 5 мл воды. В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1 : 200) серной кислоты. В каждую пробирку с раствором Na2S2O3 прилить при помешивании по 5 мл приготовленной Н2SO4 и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора в каждой пробирке.