Подгруппа хрома

Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления в химии хрома с точки зрения ТКП, особенности координации. Простые вещества, физические и химические свойства.

Соединения хрома в степени окисления +2. Оксид, гидроксид, соли – получение, строение свойства. Ацетат хрома (+2), причины повышенной устойчивости. Соединения хрома в степени окисления +3. Оксид, гидроксид – получение, строение свойства. Старение гидроксида. Соли хрома (+3) катионного и анионного типа, их гидролизуемость. Кристаллогидраты и безводные соли хрома +3, различия в свойствах и их причины. Соединения хрома в степени окисления +6. Оксид хрома, хромовые кислоты и их соли. Сравнение оксидов (гидроксидов) элементов подгруппы в степени окисления +6. Понятие об изо - и гетерополисоединениях.

Подгруппа марганца

Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления в химии марганца с точки зрения ТКП, особенности координации. Простые вещества, физические и химические свойства. Причины аномально высокой химической активности марганца.

Соединения марганца в степени окисления +2. Оксид, гидроксид, соли – получение, строение свойства. Причины аномальных основных свойств гидроксида. Соединения марганца в степени окисления +4. Строение оксида марганца (+4), его химическая активность. Трудности в выявлении кислотно-основных свойств оксида и их причины. Соединения марганца в высших степенях окисления (+6 и +7), их сравнительная устойчивость. Сходства и различия соединений марганца (+7) с соединениями хлора (+7). Манганаты и их свойства. Оксид марганца (+7), марганцевая кислота, перманганаты. Сравнение оксидов (гидроксидов) элементов подгруппы в ст. ок. +7.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

Элементы триады железа

Общая характеристика элементов триады. Стабилизация степеней окисления +2 и +3 с точки зрения ТКП и координационные предпочтения. Простые вещества, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды элементов триады в степенях окисления +2 и +3, закономерности и причины изменения свойств. Соли железа, кобальта и никеля (+2) и (+3). Получение и свойства ферратов.

Элементы платиновой группы

Стабилизация степеней окисления. Координационные предпочтения. Характеристика простых веществ, физические и химические свойства. Характеристика соединений палладия и платины в степени окисления +2. Принцип цис-транс-влияния. Соединения родия (+3), платины, иридия, рутения (+4). Соединения рутения и осмия в степенях окисления +6 и +8.

Подгруппа меди

Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления в химии меди. Причины особенностей серебра.

Простые вещества, характер и причины изменения физических и химических свойств. Соединения меди, серебра и золота в степени окисления +1 (оксиды, гидроксиды, галогениды, соли), получение и свойства. Соединения меди в степени окисления +2. Соединения золота в степени окисления +3.

Подгруппа цинка

Общая характеристика подгруппы. Сходство элементов подгруппы с d - и р-элементами. Простые вещества, физические и химические свойства. Сравнительная характеристика соединений элементов подгруппы в степени окисления +2 (оксидов, гидроксидов, солей, галогенидов, сульфидов, комплексных соединений). Стабилизация степени окисления +1 в химии ртути. Характеристика соединений.

Лантаноиды

Общая характеристика лантаноидов. Деление лантаноидов на два подсемейства. Стабилизация степеней окисления на основе электронного строения атомов. Простые вещества, их физические и химические свойства. Сравнительная характеристика важнейших соединений лантаноидов (оксидов, гидроксидов, солей).

6. Планы семинарских занятий.

Тема 1.1 (Занятие 2). 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 1.2 (Занятие № 3). Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов . Химическая связь

Вопросы для обсуждения:

1.  Модели строения атома.

2.  Квантовые числа, их физический смысл.

3.  Принципы заполнения атомных орбиталей.

4.  Открытие периодического закона . Современная формулировка закона.

5.  Периодическая система химических элементов. Причина периодичности изменения химических элементов. Периоды и группы. Связь между номером периода, группы периодической системы и электронным строением атома.

6.  Особенности электронных конфигураций атомов элементов в главных и побочных подгруппах. Элементы s, p, d, f - семейств.

7.  Изменение радиусов, энергия ионизации и энергии сродства к электрону и электроотрицательности атомов в группах и периодах с ростом зарядов их ядер.

8.  Ковалентная связь. Механизмы образования ковалентной связи.

9.  Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость, σ- и p – связи.

10.  Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации.

11.  Ионная связь. Катионы и анионы. Ненасыщаемость, ненаправленность ионной связи.

12.  Молекулярные взаимодействия. Водородная связь, ее значение в биологических процессах.

13.  Типы кристаллических решеток: атомные, молекулярные, ионные, металлические.

Задания:

1. Составить электронную формулу атома магния Mg (элемент s – семейства).

2. Составить электронную формулу атома титана (элемент d – семейства).

3. Составить электронную формулу атомов элементов II периода. В чем сходство и различие в строении их атомов?

4. Составить электронные формулы атомов элементов IV группы. В чем сходство и различие в строении их атомов?

5. Определить место в периодической системе элементов, атомы которых имеют электронные структуры, выражаемые электронными формулами:

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 2.2 (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

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13