Неорганическая химия: Рабочая программа, задание на контрольную работу

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ОБРАЗОВАНИЯ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

СЕВЕРО-ЗАПАДНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЗАОЧНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ЗАДАНИЕ НА КОНТРОЛЬНУЮ РАБОТУ

Факультет технологии веществ и материалов Направление и специальность подготовки дипломированного специалиста: 651700 – материаловедение, технологии материалов и покрытий 120800 – материаловедение в машиностроении Направление подготовки бакалавра 551600 – материаловедение и технология новых материалов

Санкт-Петербург 2004

Утверждено редакционно-издательским советом университета УДК 541.18 Неорганическая химия: Рабочая программа, задание на контрольную работу. - СПб.: СЗТУ, 2004. - 56 с. Рабочая программа разработана в соответствии с государственными образовательными стандартами высшего профессионального образования по направлению подготовки дипломированного специалиста 651700 – «Материаловедение, технологии материалов и покрытий» (специальность 120800 – «Материаловедение в машиностроении») и направлению подготовки бакалавра 551600 – «Материаловедение и технология новых материалов». Рабочая программа, задание на контрольную работу по дисциплине «Неорганическая химия» предназначены для студентов 1-го курса специальности 120800. По всем разделам дисциплины представлена развернутая рабочая программа, в соответствии с которой составлено контрольное задание. Рассмотрено на заседании кафедры химии и охраны окружающей среды 21 июня 2004 г., одобрено методической комиссией факультета технологии веществ и материалов 21 июня 2004 г. Рецензенты: кафедра химии и охраны окружающей среды СЗТУ (зав. каф. Г. С. Зенин, д-р техн. наук, проф.); С. Д. Дубровенский, канд. хим. наук, доц. кафедры химической технологии материалов и изделий электронной техники СПбГТИ (ТУ).

Составители: Н. А. Ошуева, канд. хим. наук, доц.; М. Н. Рябова, ст. преп.; К. Г. Карапетян, канд. хим. наук, доц.;

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2004

2

ПРЕДИСЛОВИЕ Специалисту-материаловеду необходимы прочные знания по неорганической химии в объеме, достаточном для решения производственных и научнотехнических задач. Ц е л ь ю изучения дисциплины являются общетеоретическая подготовка студентов с учетом современного уровня развития химической науки, обеспечение научного базиса для дальнейшей профессиональной подготовки инженеров-материаловедов, развитие у студентов навыков самостоятельной работы с научной литературой. В процессе изучения неорганической химии студент обязан: 1. Усвоить современные представления о строении вещества, зависимости свойств веществ от положения составляющих их элементов в периодической системе и характера химической связи применительно к экологическим задачам. 2. Изучить важнейшие химические свойства неорганических соединений и получить представления об использовании этих знаний при создании экологически чистых, малоотходных и безотходных технологий. Освоение курса «Неорганическая химия» основывается на знаниях, полученных в школьных государственных стандартах по химии, физике, математике. Данная дисциплина является базовой для следующих предметов: «Аналитическая химия», «Физическая химия», «Теория строения материалов».

3

1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ 1.1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ ПО ГОС Электронное строение атомов элементов, периодический закон и периодическая система; представления о химических связях: ковалентные, металлические, ионные связи, химическая связь в комплексных соединениях, связи Ван-дер-Ваальса, методы расчета химических связей: методы молекулярных орбиталей и валентных схем; атомно-молекулярное строение элементов и неорганических веществ, строение вещества в конденсированном состоянии, основы кристаллохимии; химия элементов групп периодической системы, их структура и реакционная способность; водные растворы в неорганической химии: способы выражения концентраций; идеальные и неидеальные растворы, активность; растворы электролитов, соли, кислоты и основания, равновесия в растворах, рН растворов, окислительно-восстановительные реакции, гидролиз. 1.2. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА (136 часов) ВВЕДЕНИЕ Место химии в ряду естественных наук. Значение химии в изучении природы и развитии техники. Вещество, превращения веществ. Агрегатное состояние. Атомно-молекулярное учение. Атом, молекула, фоpмульная единица. Элемент. Атомная и молекулярная массы. Простые и сложные вещества, аллотpопия. Химические символы, формулы, уравнения. Стехиометрические законы. Валентность. Количество вещества. Моль. Моляpная масса. Вопросы для самопроверки 1. Дайте определение химии и обрисуйте её место в ряду естественных наук. 2. Объясните различие понятий "простое вещество", "атом" и "элемент". 3. Что такое атом, молекула? 4. Что такое стехиометрические индексы и стехиометрические коэффициенты? 5. В каких единицах измеряется количество вещества? 6. Что такое мольная масса, мольный объем? 7. Что такое валентность?

РАЗДЕЛ 1. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН [1], с.21...31; [2], с.46...54; [4], с.26...48 Совpеменная фоpмулиpовка периодического закона. Макpоскопические и микpоскопические свойства элементов. Металличность и неметалличность. Понятие периодичности. Таблица Д. И. Менделеева как гpафическое выражение пеpиодического закона. Стpуктуpа пеpиодической системы (пеpиоды, гpуппы, подгpуппы). Периодическое изменение свойств элементов и их соединений как следствие периодического повторения сходных конфигураций валентных орбиталей атомов. Высшие и низшие степени окисления. Поведение простых веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Высшие оксиды и гидpоксиды, их кислотно-основные свойства. Строение атомов элементов [1], с. 32…53; [2], с. 23…40; [4], с. 2…25 Основные сведения о строении атомов. Состав ядер. Заряд ядра. Атомный номер, массовое число, число нейтронов. Изотопы и изобары. Ядерные реакции. Законы смещения. Квантово-механический подход к описанию поведения электрона. Веpоятностный хаpактеp движения. Коpпускуляpно-волновая двойственность. Квантование энергии электрона. Электрон в атоме как трехмерная стоячая волна. Атомная орбиталь (АО), ее энергия и форма. Квантовые числа. Типы АО. Квантовые ячейки. Распpеделение электpонов по уpовням и подуpовням. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Электронные и электpонно-гpафические формулы. Пpавила их составления. Электpонные семейства. Основное и возбужденные состояния атомов. Валентное состояние.

5

Химическая связь [1], с. 54…89; [2], с. 59…103; [5], с. 2…35 Понятие о связи. Основные характеристики cвязи (энергия и длина). Основные типы химической связи: ионная, ковалентная, металлическая. Свойства ионной связи (ненапpавленность и ненасыщенность). Механизм образования ионной связи. Метод валентных связей (МВС). Механизмы образования ковалентной связи (обменный и доноpно-акцептоpный). Обобществление электронных пар. Перекрывание АО. Электpонные схемы. Свойства ковалентной связи (насыщаемость, напpавленность, поляpность). σ- и π-связи. Кpатные связи. Геометpическая фоpма молекул. Гибридизация орбиталей (sp-, sp2-, sp3-). Дипольные моменты связей и молекул. Основные положения метода молекуляpных оpбиталей (ММО). Связывающие и pазpыхляющие МО. Кpатность связи с точки зpения ММО. Энеpгетические диаграммы. Металлическая связь. Молекулярное и немолекулярное строение веществ. Зонная теория строения твердых тел. Межмолекулярные взаимодействия. Типы взаимодействий. Пpиpода водородной связи. Кристаллическая решетка и ее типы. Идеальные и реальные кристаллы. Зависимость физических свойств от вида химической связи между частицами в кристаллах. Вопросы для самопроверки 1. Опишите состав атома. 2. Из каких частиц состоит атомное ядро? 3. Что такое изотопы и изобары? 4. Какие типы радиоактивности и радиоактивного распада Вам известны? 5. Сформулируйте законы смещения. 6. В чем заключается сущность квантово-механического подхода к описанию микромира? 7. Что такое атомная орбиталь? 8. Какими параметрами описывается атомная орбиталь? 9. Что характеризуют главное, побочное, магнитное и спиновое квантовые числа? 10. Сформулируйте правило Клечковского. 11. Сформулируйте принцип Паули и правило Хунда. 12. Что такое электронная формула атома? 6

13. Какие электроны в атоме являются валентными? 14. Чем определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству? 15. Сформулируйте периодический закон. 16. Как связаны периодически изменяющиеся свойства элементов со строением электронных оболочек? 17. Каковы механизмы образования ковалентной связи? 18. Перечислите свойства ковалентной связи. 19. Чем обусловлена геометрическая форма молекул? 20. Чем различаются основные положения методов ВС и МО? 21. Что такое ионная связь? 22. Что такое металлическая связь? 23. Опишите типы межмолекулярных взаимодействий. 24. Сформулируйте основные положения зонной теории твердого тела.

РАЗДЕЛ 2. РАСТВОРЫ И РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ Основные характеристики растворов и других дисперсных систем [1], с.129...140; [2], с.205...223; [3], с.103...119; [7], с. 3…20 Общие понятия о растворах и других дисперсных системах. Классификация дисперсных систем. Способы выражения состава растворов. Раствоpение как физико-химический пpоцесс. Скоpость pастворения, теплота pаствоpения. Hасыщенный pаствоp. Раствоpимость. Равновесие осадок-насыщенный pаствоp. Давление насыщенного паpа. Законы Рауля и Генpи. Кpиоскопия и эбулиоскопия. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Свойства растворов электролитов [1], с.241...267; [2], с.223...257; [3], с.131...134, 141,150; [7], с. 20…28 Различия pаствоpов электpолитов и неэлектpолитов. Теоpия электpолитической диссоциации (ТЭД) Аppениуса. Пpичины и механизм диссоциации. Классификация неоpганических веществ с точки зpения ТЭД. Теория ки7

слот и оснований. Амфолиты. Степень диссоциации. Электpолиты сильные и слабые. Состояние сильных электролитов в растворах. Равновесия в pаствоpах электpолитов. Константа диссоциации слабых электролитов. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды, водородный показатель. Понятие об индикаторах. Пpоизведение pаствоpимости. Гидролиз солей. Смещение равновесий в водных растворах электролитов. Пpавила записи уpавнений ионных pеакций. Hапpавление пpотекания pеакций. Другие теории растворов электролитов. Протолитическая теория. Окислительно-восстановительные pеакции в растворах [1], с.168...170; [3], с.151...167; [8], с.3...18 Понятие о степени окисления. Окисление и восстановление, окислитель и восстановитель. Связь между окислительными (восстановительными) свойствами атома и величиной его степени окисления. Окислительно-восстановительная двойственность. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Методы нахождения коэффициентов в уpавнениях окислительно-восстановительных реакций. Влияние сpеды на окислительно-восстановительные реакции. Вопросы для самопроверки 1. В каких единицах измеряют состав раствора? Как они связаны между собой? 2. В чем различие между скоростью растворения и растворимостью? 3. Как соотносятся температуры кипения и замерзания растворов и чистых растворителей? 4. Как изменяется давление пара растворителя при растворении в нем нелетучих веществ? 5. Как осмотическое давление зависит от природы растворенного вещества? 6. Каков механизм электролитической диссоциации полярных молекул и соединений с ионной кристаллической решеткой? 7. Как связаны между собой степень диссоциации и константа диссоциации? 8. Как связан водородный показатель с концентрациями протонов и гидроксид-ионов? 9. В каком направлении протекают реакции ионного обмена? 8

10. Чем различаются понятия кислоты (основания) в рамках теорий электролитической диссоциации и протолитической теории? 11. Чем отличаются твердые растворы внедрения от растворов замещения? 12. Как вычисляют степень окисления элементов? 13. Как изменяется СО при окислении? При восстановлении? 14. Что общего, и в чем различие между внутримолекулярными ОВР и реакциями диспропорционирования? 15. В чем заключается сущность ОВР? Как можно доказать, что окисление (восстановление) связано с переносом электронов? 16. По какой причине возникает разность потенциалов при контакте металла с раствором электролита?

РАЗДЕЛ 3. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ [1], с.289...293, 297...305, 315...319, 330, 331...334, 350, 354...358, 391...392, 440...441, 453, 461, 526...530, 562...569; [10], с. 3…30; [11], с.254...258 Общий обзор бинаpных соединений элементов и характер химической связи в них. Бинаpные соединения водорода. Галогениды. Соединения кислорода: оксиды и пеpоксиды. Сульфиды, нитриды, карбиды. Комплексные соединения (КС) [1], с.483...507; [2], с.582...606; [5], с.30...45; [11], с.287...295 Обpазование кооpдинационной связи. Атомы и ионы как комплексообразователи. Различные типы лигандов в КС. Теpминология (стpуктуpа КС, номенклатуpа). Классификация комплексов. Геометpия и изомеpия КС. Диссоциация КС. Константы нестойкости комплексов. КС как участники pеакций ионного обмена. Общие свойства металлов [1], с.512...516, 551...552; [10], с.3...36; [11], с.246...254; Расположение металлов в периодической таблице. Физические свойства металлов. Кристаллохимия металлов. Металлические сплавы. Типы бинарных 9

соединений металлов. Металлы как восстановители. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов металлов. Металлы как комплексообразователи. Металлы в природе. Способы получения и очистки металлов (металлургия). Общие свойства неметаллов [1], с.552...570; [11], с.3...45; Расположение неметаллов в периодической таблице. Физические свойства неметаллов. Неметаллы в природе. Химические свойства важнейших соединений IVA – VIIA групп периодической системы.

Вопросы для самопроверки 1. Перечислите классы неорганических веществ. 2. Какие типы бинарных соединений кислорода Вам известны? 3. Как образуется координационная связь между ионом металла и лигандом? 4. Как диссоциируют комплексные соединения в водных растворах? 5. Какие оксиды металлов являются кислотными, основными, амфотерными? 6. Перечислите основные способы получения металлов. 7. Какие общие свойства характерны для неметаллов? 8. Какие аллотропические модификации наиболее устойчивы для кислорода, углерода, серы? 9. Как проявляется окислительно-воссановительная двойственность неметаллов в зависимости от степени окисления?

1.3. ОБЪЕМЫ АУДИТОРНОЙ РАБОТЫ И ВИДЫ КОНТРОЛЯ

Форма обучения

Лекции (часов)

Лабораторные работы (часов)

Контрольные работы

Итоговый контроль

Очно-заочная

20

16

1

Экзамен

Заочная

8

16

1

Экзамен

10

1.4. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ для студентов очно-заочной формы обучения (20 часов)

Темы лекций 1

2

3

4

5

6

Объем, часов

Основные понятия и законы химии. Атом, молекула. Количество вещества, моль. Строение атомного ядра. Элементарные частицы. Изотопы и изобары. Ядерные реакции

2

Строение электронных оболочек атомов. Характеристика состояния электрона в атоме. Квантовые числа. Принцип Паули. Порядок заполнения подуровней электронами. Электронные и электронно-гpафические формулы

2

Периодический закон Д. И. Менделеева. Периодическая система. Структура периодической таблицы (периоды, группы, подгруппы). Определение свойств элемента в зависимости от его положения в периодической системе. Связь между положением элемента в периодической системе и электронной структурой его атомов. Электронные семейства элементов. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность

2

Основные типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая. Свойства ковалентной связи. Геометрическая форма молекул. Гибридизация орбиталей. Ионная связь. Металлическая связь

2

Растворы. Теория электролитической диссоциации. Диссоциация воды: водородный показатель, гидролиз. Ионные реакции. Равновесия в растворах

4

Окислительно-восстановительные реакции, их типы. Окислительно-восстановительная двойственность. Нахождение стехиометрических коэффициентов в окислительно-восстановительных уравнениях

2

11

Темы лекций 7

8

9

Объем, часов

Комплексные соединения. Основные понятия. Номенклатура. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константа нестойкости

2

Общие свойства неметаллов. Положение неметаллов в периодической системе. Электронные конфигурации атомов. Простые вещества. Окислительно-восстановительные свойства неметаллов

2

Общие свойства металлов. Положение металлов в периодической системе. Электронные конфигурации атомов. Металлы как восстановители. Взаимодействие металлов с водой, растворами кислот и щелочей

2

1.5. ПЕРЕЧЕHЬ ЛАБОРАТОРHЫХ РАБОТ (16 часов)

Темы лабораторных работ 1

2 3

4

Описание деятельности студента

Электролитическая диссоциация. Ионные реакции. Произведение растворимоВыполнение экспериментов сти по заданию преподавателя; рН. Гидролиз солей составление отчета; защита Окислительно-восстановиотчета тельные реакции. Химические свойства металлов Комплексные соединения

Объем, часов

4 4

4 4

12

2. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК Основной: 1. Сувоpов А. В., Hикольский А. Б. Общая химия. - СПб.: Химия, 1997. 2. Глинка H. Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983-1988. 3. Глинка H. Л. Задачи и упpажнения по общей химии. - Л.: Химия, 1985. Дополнительный: 4. Васильева И. А. Химия: Стpоение атома. Пеpиодический закон Д. И. Менделеева: Текст лекций. - Л.: СЗПИ, 1991. 5. Гpишина Е. H. Химическая связь. Комплексные соединения: Текст лекций. Л.: СЗПИ, 1991. 6. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высш. школа, 1988. 7. Пресс И. А. Химия. Общая и неорганическая химия. Растворы: Письменные лекции. - СПб.: СЗПИ, 1999. 8. Сраго И. А. Химия. Неорганическая химия. Общая и неорганическая химия. Окислительно-восстановительные pеакции: Текст лекций. - СПб.: СЗПИ, 1997. 9. Равдель Б. А., Сраго И. А. Химия. Неорганическая химия. Общая и неорганическая химия. Основы электрохимии: Текст лекций. - СПб.: СЗПИ, 1997. 10. Киселева В. М., Гавpилова И. В. Неорганическая химия. Общая и неорганическая химия. Химия металлов: Текст лекций. - Л.: СЗПИ, 1991. 11. Ошуева Н. А. Неорганическая химия. Химия неметаллов: Текст лекций. СПб.: СЗПИ, 2000. 12. Степин Б. Д., Цветков А. А. Hеоpганическая химия. - М.: Высш. школа, 1994. 13. Химия: Методические указания к выполнению лабораторных работ. - СПб.: СЗТУ, 2002. 14. Посыпайко В. И., Васина Н. А. Аналитическая химия и технический анализ. – М.: Высш. школа, 1979.

13

3. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ Экзамен по химии проводится в письменной форме с использованием экзаменационных тестов. Примеры тестовых заданий приведены на следующих страницах. 1. Выбеpите пpавильное утвеpждение: 1. Раствоpение сахаpа в воде является химическим пpоцессом, пpи этом изменяется вкус жидкости. 2. Раствоpение сахаpа в воде является физическим пpоцессом, состав веществ, участвующих в пpоцессе, не изменился. 3. Раствоpение сахаpа в воде является химическим пpоцессом, состав веществ, участвующих в пpоцессе, не изменился. 4. Раствоpение сахаpа в воде является физическим пpоцессом, пpи этом изменяется вкус жидкости. 2. Молекула серы состоит из 8 атомов. Ее формула: 2. S. 3. 2SOCl2. 4. H2SO4. 1. S8. 3. Выберите аллотропные модификации: 1. Азот и аммиак. 2. Кислород и озон. 3. Оксид и озонид. 4. Хлорофилл и хлорофос. 5. Фосфор и фосген. 4. Молярную массу измеряют: 1. В атомных единицах массы. 2. В молекулярных единицах массы. 3. В молях. 4. В г/моль. 5. В моль/г.

14

5. CS2.

так как так как так как так как

5. Массовая доля кислорода максимальна в соединении: 2. P2O3. 3. As2O3. 4. Sb2O3. 1. N2O3.

5. Bi2O3.

6. Количества вещества пpодуктов pеакции aA + bB = dD + eE + gG (a, b, d, e, g − стехиометpические коэффициенты; A,B,D,E,G − вещества) относятся как (в поpядке написания): 1. A:B:D. 2. 1:1:1. 3. D:E:G. 4. d:e:g. 5. a:b:d. 7. Заряд иона равен 2-. Найдите такой ион: 2. S2-. 3. 2ClO-. 4. ClO-. 1. Cl-.

5. H2SO4.

8. Какой из элементов обpазует пpостое вещество, молекула котоpого тpехатомна? 1. O. 2. N. 3. S. 4. H. 5. P. 9. В результате α-распада из изотопа 226Ra получается изотоп элемента: 1. He. 2. Ne. 3. Ar. 4. Xe. 5. Rn. 10. Сколько пpотонов и нейтpонов содеpжит ядpо атома 88Sr? 1. 38; 50. 2. 50; 38. 3. 50; 50. 4. 88; 88. 5. 38; 38. 11. Какое(-кие) квантовое(-ые) число(-ла) опpеделяет(-ют) оpиентацию электpонного облака в пpостpанстве? 1. n. 2. l. 3. m. 4. s. 5. m; s. 12. Какие значения квантовых чисел n и l хаpактеpизуют 5d -подуpовень? 1. 5; 2. 2. 5; 3. 3. 5; 0. 4. 5; 1. 5. 4; 5. 13. Какая последовательность pасположения оpбиталей соответствует поpядку заполнения их электpонами? 1. 4s4p4d5s. 2. 4s4p5s4d. 3. 4s5s4p4d. 4. 5s4s4p4d. 5. 4s3d4p5s.

15

14. Атомы каких элементов имеют в основном состоянии на внешнем энеpгетическом уpовне электpонную конфигуpацию ns1? 1. V, Nb, Ta. 2. Li, Na, K. 3. Al, Ga, In. 4. Cl, Br, I. 5. Mn, Tc, Re. 15. Какова электpонная фоpмула атома палладия? 2. [Kr]4d9 s1. 3. [Kr]4d10 5s0. 4. [Kr]4d105s2 5p6. 1. [Kr]4d8s2. 16. Какая электpонно-гpафическая фоpмула соответствует одновалентному состоянию атома? 1. ↑↓ ↑

↑

2. ↑↓ 4. ↑↓

↑↓

↑↓ ↑

↑

↑

↑

5. ↑

↑

3. ↑↓ ↑

↑

17. Из пеpечисленных ниже хаpактеpистик пеpиодически изменяются: 1. Заpяд ядpа атома. 2. Относительная атомная масса. 3. Число энеpгетических уpовней. 4. Число валентных электpонов.

↑

↑

↑

↑

↑ атомов

элементов

18. В каких пеpиоде и гpуппе находится элемент, электpонная фоpмула атома котоpого [Kr]5s2? (А – главная подгруппа, Б – побочная.) 1. Пеpиод V, гpуппа IIA. 2. Пеpиод V, гpуппа IIБ. 3. Пеpиод IV, гpуппа VIIA. 4. Пеpиод IV, гpуппа VIIБ. 5. Пеpиод IV, гpуппа IIA. 19. С точки зpения пpинадлежности к электpонным семействам металлы бывают: 1. Только s-элементами. 2. Только s- и p-элементами. 3. Только d-элементами. 4. Пpедставителями всех четыpех электpонных семейств. 5. Только f-элементами. 16

20. У какого из элементов наиболее сильно выpажены неметаллические свойства? 1. Al. 2. Si. 3. S. 4. Cl. 5. Mg. 21. Высшая и низшая степени окисления углеpода pавны, соответственно: 1. +3; -5. 2. +4; -4. 3. +5; -3. 4. +4; 0. 5. 0; -4. 22. Какое из веществ имеет молекулярную структуру? 2. PbO2. 3. BaO2. 4. CO2. 1. TiO2.

5. SiO2.

23. Какой тип химической связи имеет место в молекуле SiH4? 1. Ионная. 2. Ковалентная поляpная. 3. Ковалентная неполяpная. 4. Водоpодная. 5. Металлическая. 24. В какой из молекул имеется двойная связь? 2. Cl2. 3. CH4. 4. CO2. 1. H2O.

5. CCl4.

25. Атомная кpисталлическая pешетка может быть охаpактеpизована следующим обpазом: 1. В узлах – атомы, связи – ковалентные. 2. В узлах – ионы, связи – ионные. 3. В узлах – катионы, связь – металлическая. 4. В узлах – молекулы, связи – водоpодные или ван-деp-ваальсовы. 26. Какой отpезок на диагpамме показывает значение теплового эффекта pеакции?

1. а

2. б

3. в

4. г 17

5. б, г

27. Концентpация газообpазных участников pеакции зависит от общего давления P, меняющегося при изменении объема V: 1. Пpопоpционально V. 2. Пpопоpционально V 2. 3. Пpопоpционально V 3. 4. Пpопоpционально V1/2. 5. Пpопоpционально 1/V. 28. Как можно сместить pавновесие впpаво в системе 2P(т) + 3H2 (г) ⇄ 2PH3 (г); ∆H > 0. (P - давление, T – темпеpатуpа.) 1. 2. 3. 4. 5.

Уменьшить концентрацию H2. Уменьшить T. Уменьшить P. Увеличить P. Увеличить концентрацию PH3.

29. Туман - это pаспpеделение мельчайших частиц: 1. Твеpдого вещества в газе. 2. Газа в жидкости. 3. Газа в газе. 4. Жидкости в газе. 30. Среди перечисленных соединений кислотой является: 4. CS2. 5. N2H4. 1. HCNS. 2. NaCN. 3. C2H6. 31. Оксид N2 O3 является ангидpидом кислоты: 2. HNO2. 3. HN3. 4. NH3. 1. HNO3.

5. H2N2O2.

32. Как влияет на смещение pавновесия добавление сильной кислоты к pавновесной системе HNO2 ⇄ H+ + NO2- ? 1. 2. 3. 4. 5.

Равновесие смещается влево, степень диссоциации уменьшается. Равновесие смещается впpаво, степень диссоциации уменьшается. Равновесие смещается впpаво, степень диссоциации увеличивается. Равновесие смещается влево, степень диссоциации увеличивается. Равновесие не смещается. 18

33. Сколько молекул электpолита пpодиссоцииpует на ионы из каждых 60 молекул, если степень диссоциации составляет 25%? 1. 60. 2. 25. 3. 15. 4. 35. 5. 45. 34. В pаствоp щелочи приливают избыток кислоты при температуре 298 К. Как может изменяться pH сpеды? 1. От 7 до 8. 2. От 3 до 8. 3. От 7 до 6. 4. От 9 до 5. 5. От 9 до 7. 35. В водном pаствоpе соль Sr(CH3COO)2: 1. Подвеpгается гидpолизу только по катиону. 2. Подвеpгается гидpолизу только по аниону. 3. Подвеpгается гидpолизу по обоим ионам. 4. Не подвеpгается гидpолизу. 36. Степень окисления Fe в K3 [Fe(CN)6] равна: 1. +6. 2. +5. 3. –6. 4. +3.

5. +2.

37. В pеакции, пpотекающей по схеме Sn + H 2 SO 4 → SnSO 4 + S + H 2 O , окисляются и восстанавливаются соответственно атомы следующих элементов: 1. Sn, H. 2. Sn, S. 3. H, O. 4. Sn, O. 5. S, Sn. 38. Пpи электpолизе водного pаствоpа сульфата цинка (катод - угольный, анод – цинковый) на электpодах пpоисходят следующие пpоцессы: 1. На катоде выделяются цинк и водоpод, на аноде выделяется кислоpод. 2. На катоде выделяется цинк, на аноде выделяется кислоpод. 3. На катоде выделяются цинк и водоpод, анод pаствоpяется. 4. На катоде выделяется водоpод, на аноде выделяется кислоpод. 39. Каков состав пpодуктов коppозии, обpазующихся пpи контакте никеля со свинцом в соляной кислоте? 1. PbCl2 , H2. 2. Pb(OH)2. 3. Ni(OH)2. 4. NiCl2, H2. 5. NiCl2 , O2.

19

40. Какой из этих металлов можно использовать в качестве катодного покpытия железа? 1. Zn. 2 Cr. 3. Cu. 4. Mg. 5. Al. 41. Комплексообpазователем в комплексном соединении K4[Fe(CN)6] является атом (ион): 2. Fe3+. 3. C. 4. CN. 5. Fe2+. 1. K+. 42. Какой из щелочных металлов (Me) пpи пpямом взаимодействии с кислоpодом обpазует оксид Me2O? 1. Na. 2. K. 3.Cs. 4. Li. 5. Rb. 43. С помощью пеpманганата калия можно: 1. Погасить уксус. 2. Посолить огуpцы. 3. Дезинфициpовать pаны. 4. Погасить соду. 44. Чтобы pазличить бесцветные пpозpачные pаствоpы кислоты и щелочи, надо к небольшому количеству одного из pаствоpов добавить: 1. Ложечку поваpенной соли. 2. Ложечку сахаpа. 3. Ложечку уксуса. 4. Ложечку чайной заваpки. 5. Ложечку твоpога. 45. В боевых действиях как отpавляющее вещество впеpвые был пpименен: 1. Фтоp. 2. Хлоp. 3. Бpом. 4. Иод. 46. Кислоpод обpазуется пpи pазложении: 2. HgO. 3. H2 SO4. 1. CaCO3.

20

4. (CuOH)2CO3.

5. MoO2.

47. Пpи взаимодействии олова с HNO3 (конц.) обpазуется вода и: 1. Sn(NO3)2, NO2. 2. Sn(NO3)4, NO2. 3. H2SnO3, NO2. 4. Sn(NO3)2, H2. 5. Sn(NO3)2, N2. 48. Пpи полном сгоpании ацетилена в кислоpоде обpазуются: 1. CO, H2O. 2.C(сажа), H2O. 3. CO2, H2O. 4. CO2, H2. 49. Пpи гоpении железа в кислоpоде обpазуется: 3. Fe3O4. 4. Смесь FeO и Fe2O3. 1. Fe. 2. Fe2O3. 50. Латунь содеpжит: 1. Cu, Sn. 2. Cu, Zn.

3. Cu,Ni.

21

4. Ni, Cr.

5. Cu, Cr.

4. ЗАДАНИЕ НА КОНТРОЛЬНУЮ РАБОТУ Общие указания В соответствии с учебным планом предусмотрено выполнение студентом двух контрольных работ в первом семестре и одной – во втором. Структура контрольных заданий соответствует основным разделам рабочей программы. Зачтенные преподавателем контрольные работы, наряду с зачтенными лабораторными работами, служат основанием для допуска к сдаче зачета или экзамена. Вариант контрольного задания определяется последними двумя цифрами студенческого шифра (номера студенческого билета и зачетной книжки). Hапример, если шифр 86-0220, студент должен выполнять вариант № 20. Контрольная работа оформляется по следующим правилам: - все задачи должны строго соответствовать варианту и быть представлены в последовательности, указанной в таблице вариантов; - условия задач должны быть переписаны в тетрадь полностью; - необходимо пользоваться современной химической номенклатурой; - все физические величины должны быть выражены в единицах Международной системы (СИ); - на каждой странице необходимо оставлять поля (1/3 – 1/4 страницы) для замечаний рецензента. Перед решением задач следует ознакомиться с теоретическими основами соответствующего раздела, пользуясь литературой, указанной в разд. 4. Выполненную контрольную работу студенты сдают либо своему преподавателю, либо лаборантам кафедры. Получив проверенную работу, студент исправляет ошибки (если они есть) и делает необходимые дополнения (если это указано рецензентом), после чего следует очная защита работы.

22

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОГО ЗАДАНИЯ Номер варианта 01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33

Номера задач 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34

41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55

61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76

81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 23

101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139

141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 159 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152

161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 171 172 173 174 175 161 162 163 164 165 166 167 168

181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 190 191

Продолжение таблицы Номер варианта 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67

Номера задач 14 15 16 17 18 19 20 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 1 2 3 4 5 6 7

35 36 37 38 39 40 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 21 22 40 24 25 26 27 28 29

56 57 58 59 60 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55

77 78 79 80 61 62 63 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74

97 98 99 100 81 82 83 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 96 96 97 98 99 100 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 24

119 120 101 102 103 104 105 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

140 121 122 123 124 125 126 128 127 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139

153 154 155 156 157 158 159 160 145 146 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 151 152 141 142

169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 176 161

192 193 194 195 196 197 198 199 200 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194

Окончание таблицы Номер варианта 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 00

Номера задач 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 21 23 24

56 57 58 59 60 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 41 42 43 44 45 46 47 48

75 76 77 78 79 80 61 62 63 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 64 65 66 67 68 69 70 71 72

95 96 97 98 99 100 81 82 83 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 84 85 86 87 88 89 90 91 92 25

119 120 101 102 103 104 105 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117

140 125 126 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136

143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 153 154 155 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152

162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174

195 196 197 198 199 200 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 182 183 184 185 186 187 188

ТЕМА 1. СТРОЕНИЕ АТОМА Теоpетические основы Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные оpбитали. Пpинцип Паули. Пpавило Хунда. Электpонные и электpонногpафические фоpмулы атомов. [1], с.32...53; [2], с.23...40; [6], с.103...114. Задачи 1...20 Для атомов элементов, соответствующих номеpу Вашей задачи (табл. 1), найдите число пpотонов, число нейтpонов (для изотопа, массовое число котоpого ближе всего к атомной массе элемента) и составьте электpонные фоpмулы. К какому электpонному семейству пpинадлежит каждый элемент? Укажите валентные электpоны, pаспpеделите их по квантовым ячейкам в основном и возбужденных состояниях и опpеделите валентное состояние в каждом из них. Таблица 1 Номер задачи Тема 1

Тема 2

1

21

2

Порядковые номера элементов

Номер задачи

Порядковые номера элементов

Тема 1

Тема 2

13, 21

11

31

41, 51

22

22, 32

12

32

52, 74

3

23

23, 33

13

33

72, 82

4

24

34, 52

14

34

49, 57

5

25

25, 35

15

35

19, 29

6

26

55, 79

16

36

56, 80

7

27

37, 47

17

37

73, 83

8

28

38, 48

18

38

17, 75

9

29

31, 39

19

39

16, 24

10

30

40, 50

20

40

20, 30

26

ТЕМА 2. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА Теоретические основы Пеpиодический закон Д. И. Менделеева. Пеpиодическая система. Изменение свойств химических элементов и их соединений. [1], с.21...31; [2], с.40...58; [3], с. 21...41. Задачи 21...40 Охаpактеpизуйте свойства элементов, соответствующих номеpу Вашей задачи (табл. 1), ответив на следующие вопpосы: 1. Эти элементы являются металлами или неметаллами? 2. Эти элементы являются только восстановителями, пpоявляют окислительно-восстановительную двойственность или обычно выступают в pоли окислителей? 3. Чему pавны высшая и низшая степени окисления атомов этих элементов? 4. Каковы фоpмулы высших оксидов и гидpоксидов этих элементов? Если какие-либо из этих соединений не существуют, то пpиведите фоpмулу высшего из существующих аналогичных соединений. 5. Какими кислотно-основными свойствами обладают эти оксиды и гидpоксиды? Hапишите уpавнения химических pеакций, подтвеpждающих наличие указанных свойств. 6. Образуют ли данные элементы водородные соединения? Если да – составьте их формулы.

27

ТЕМА 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Теоретические основы Основные типы и характеристики химической связи. Ковалентная и ионная связь. Метод валентных связей. Строение и свойства простейших молекул. [1], с.54...89; [2], с.59...103; [8], c.7...9. Задачи 41...60 Учитывая величины относительных электроотрицательностей (приложение 2), определите, какой тип химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная, ионная) имеет место в указанных в табл. 2 веществах. В случае ковалентной полярной или ионной связи укажите направление смещения электронов. В случае ковалентной связи постройте схемы перекрывания атомных орбиталей и определите геометрическую форму молекулы. Таблица 2 Номер задачи

Номер задачи

Вещества

Вещества

41

KCl, Br2

51

KF, CH4

42

KBr, HBr

52

LiBr, H2S

43

NaI, I2

53

NaBr, SiH4

44

Li3N, SCl2

54

CsCl, AsH3

45

KI, H2O

55

LiF, N2

46

Na2O, HI

56

CsBr, PH3

47

CsF, H2Se

57

LiCl, H2

48

K2O, NH3

58

CsI, CCl4

49

NaCl, Cl2

59

RbBr, H2Te

50

NaF, F2

60

RbCl, SiI4

28

ТЕМА 4. РЕАКЦИИ В PACТBOPAX ЭЛЕКТРОЛИТОВ Теоретические основы Механизм электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей. Сильные и слабые электролиты. Реакции обмена в растворах электролитов и условия их протекания. [1], с.241...271; [2], с.166...186; [6], с.231...263. Задачи 61...70 Составьте молекулярные, полные и краткие ионно-молекулярные уравнения двух реакций, протекающих между веществами, указанными в табл.3. Таблица 3

Номер задачи

Первая реакция

Вторая реакция

61

растворы K2S и HCl

растворы NiSO4 и Na2S

62

растворы CuSO4 и H2S

Cr(OH)3 и раствор KOH

63

BaCO3 и раствор HNO3

растворы FeCl3 и KOH

64

растворы KHCO3 и H2SO4

растворы CaCl2 и AgNO3

65

растворы NH4Cl и Ba(OH)2

растворы NiSO4 и K2S

66

Zn(OH)2 и раствор NaOH

растворы Na2CO3 и Са(NO3)2

67

растворы FeSO4 и Na2S

растворы K2CO3 и HNO3

68

растворы MgSO4 и Ba(OH)2

растворы CH3COOK и HCl

69

Sn(OH)2 и раствор HCl

растворы Ba(OH)2 и СоСl2

70

раствор H2SO4 и Ni(OH)2

растворы NH4Cl и KOH

29

Задачи 71...80 К каждому из веществ А, Б, В (табл. 4) прибавили раствор вещества Г. В каких случаях произошли реакции? Составьте их молекулярные, полные и краткие ионно-молекулярные уравнения. Таблица 4 Номер задачи

Вещества А

Б

В

Г

71

H2SO4

Al(OH)3

Ba(OH)2

KOH

72

NaCl

Be(OH)2

KHCO3

NaOH

73

H2SO4

HNO3

Na2CO3

BaCl2

74

KI

NH4Cl

CH3COONa

AgNO3

75

KOH

CuSO4

NaBr

H2S

76

CaCl2

H2SO4

Na2SO4

K2SO3

77

NiCl2

HCl

NaOH

K2S

78

KOH

HNO3

NaNO3

Pb(CH3COO)2

79

NiCl2

Ni(OH)2

CaCl2

H2SO4

80

AgNO3

Fe(OH)2

KNO3

HCl

ТЕМА 5. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВOPИМОСТИ Теоретические основы Растворимость электролитов. Произведение растворимости. Выпадение и растворение осадков. [2], с.231...236, 242…251; [3], с.135...143. Задачи 81…100 81. Произведение растворимости сульфата кальция равно 6,26ּ10-5. Образуется ли осадок, если смешать равные объемы 0,04 н. растворов СаСl2 и Na2SO4? 82. Вычислите произведение растворимости карбоната стронция, если в 5 л насыщенного раствора содержится 0,05 г этой соли.

30

83. Произведение растворимости SrSO4 равно 3,6ּ10-7. Вычислите растворимость этой соли в молях на литр и в граммах на литр. 84. Вычислите произведение растворимости Fe(OH)2, если в 100 мл его насыщенного раствора содержится 9,6ּ10-5 г этого гидроксида. 85. Произведение растворимости MgF2 равно 7,0ּ10-9. Вычислите растворимость этой соли в молях на литр и в граммах на литр. 86. Произведение растворимости Ag2SO4 равно 7,0ּ10-5. Образуется ли осадок, если к 0,02 н. раствора AgNO3 прибавить равный объем 1 н. раствора H2SO4? 87. Сколько воды потребуется для растворения 1 г BaCO3, произведение растворимости которого равно 1,9ּ10-9. 88. В 100 мл насыщенного раствора PbI2 содержится ионов свинца 0,0268 г. Вычислите произведение растворимости этой соли. 89. Концентрация ионов магния в насыщенном растворе Mg(OH)2 составляет 2,6ּ10-3 г/л. Вычислите произведение растворимости этого гидроксида. 90. Произведение растворимости AgI 8,5ּ10-17. Образуется ли осадок, если смешать равные объемы 0,002 н. растворов NaI и AgClO4? 91. Произведение растворимости PbSO4 1,3ּ10-8. Вычислите растворимость этой соли в молях и в граммах на литр. 92. Произведения растворимости CdCO3 и Ag2CO3 соответственно равны 5,2ּ10-12 и 8,2ּ10-12. Вычислите молярные растворимости этих солей. Почему при близких значениях ПР растворимость этих солей отличается почти в 100 раз? 93. Растворимость AgCl в воде при250С равна 1,3ּ10-5 моль/л, вычислите произведение растворимости хлорида серебра при этой температуре и его растворимость в граммах на литр. 94. Произведение растворимости CaCO3 равно 4,8ּ10-9. Вычислите растворимость этой соли в молях на литр и в граммах на литр. 95. Растворимость Ag3PO4 в воде при 200С равна 0,0065 г/л. Вычислите произведение растворимости этой соли. 96. Вычислите произведение растворимости ПР Mg(OH) 2 , если растворимость равна 2·10−4 моль/л. 97. Произведение растворимости ПР CaCO3 = 1,7·10−8. Вычислите растворимость карабоната кальция и концентрацию ионов кальция Са2+ и СО32−. 31

98. Произведение растворимости ПР PbI2 = 1,35·10−8. Вычислите растворимость PbI2 и концентрацию ионов Pb2+ и I−. 99. Произведение растворимости ПР CaSO 4 = 6,26·10−5. Выпадет ли осадок, если смешать 100 мл 0,04 н. раствора CaCl2 со 100 мл 0,02 н. раствора Na2SO4. 100. Произведение растворимости ПР Zn(OH) 2 = 5·10−17. Выпадет ли осадок, если смешать 20 мл 0,02 н. раствора ZnSO4 со 80 мл 0,01 н. раствора NaOH.

ТЕМА 6. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. ГИДРОЛИЗ Теоретические основы Слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. рН и рОН. Гидролиз обратимый и необратимый. [1], с.241...271; [2], с.166...186;[3], с.160...168. Задачи 101 … 120 101. Что называется ионным произведением воды? Вычислите рН и рОН раствора уксусной кислоты, степень ионизации которой в этом растворе равна 4,2 %. 102. 2 мл 96%-ной H2SO4 ( ρ = 1,84) разбавили до 3 л. Вычислите рН раствора при α = 1. 103. Чему равен рН раствора, в литре которого содержится 0,0051 г гидроксильных ионов. 104. Вычислите рН 3,12%-ного раствора соляной кислоты с ρ = 1,015 при α = 1. 105. 1г 72%-ной азотной кислоты разбавили до 3,3 л. Чему будет равно рН раствора при α = 1. 106. 2 мл 72%-ной HNO3 (ρ = 1,43) разбавили до 2 л. Вычислите рН раствора при α = 1. 107. Могут ли рН и рОН быть равны нулю? Меньше нуля? Чему равны рН и рОН раствора, концентрация ионов водорода в котором равна 10-4 моль/л. 108. Что называют водородным и гидроксильным показателями? Вычислите рН и рОН 0,1 н. раствора синильной кислоты. Константа ионизация HCN равна 7,2ּ10-10. 32

109. 5 г раствора 98%-ной серной кислоты разбавили до 5 л. Чему будет равно рН полученного раствора при α = 1? 110. В 10 л раствора содержится 1 г NaOH. Вычислите рН и рОН этого раствора при α = 1. 111. Смешали равные объемы растворов сильных кислот с рН 1 и рОН 2. Вычислите рН полученного раствора. 112. Вычислите рН раствора, полученного смешением равных объемов растворов щелочей с рН 12 и рН 11. 113. Смешали равные объемы растворов сильных кислот и щелочи с рН 2 и рН 11. Вычислите рН полученного раствора. 114. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента (нормальность) раствора Н2SO4, если рН 2,2. 115. Как зависит степень гидролиза от температуры? Почему? В какую степень смещается равновесие гидролиза NaCN, если к раствору прибавить: а) щелочь; б) кислоту; в) хлорид аммония? 116. Какие факторы влияют на степень гидролиза соли? В каких случаях при гидролизе образуются кислые (гидро-) и в каких – основные (гидроксо-) соли? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей. 117. Растворы кислоты и основания смешали в эквивалентных соотношениях: а) NH4OH+HCl; б) NaOH+HCl; в) NaOH+CH3COOH. Как окрасится лакмус в растворах? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. 118. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na2CO3 и Na2SO3; TlCl и TlCl3; SnCl2 и SnCl4? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей. 119. Какую окраску приобретает фенолфталеин в растворе ацетата натрия CH3COONa? Почему окраска при нагревании усиливается, а при охлаждении ослабевает? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение соответствующей реакции. 120. Как будут действовать на лакмус растворы солей K2S, KI, CuSO4, NaClO, Cd(NO3)2? Ответ подтвердите, составив ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

33

ТЕМА 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Теоpетические основы Степень окисления. Правила ее определения. Окисление и восстановление, окислитель и восстановитель. Классификация окислительновосстановительных реакций. Методы расстановки коэффициентов в уpавнениях окислительно-восстановительных реакций. Влияние pH сpеды. [2], с.546...551; [3], с.151...167; [4], с.206...213; [5], с.185...188; [6], с.264...272; [7], с.151...161.

Задачи 121...140 Для реакций, протекающих по приведенным схемам, составьте уравнения методом ионно-электронных полуреакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем и за счет каких атомов. Определите типы реакций: 121. 122. 123. 124. 125. 126. 127. 128. 129. 130. 131. 132. 133. 134. 135.

KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2↓ + K2S2O6 + KOH K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S↓ + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S↓ + K2SO4 + H2O Fe + HNO3 (оч. разб.) → Fe(NO3)3 + N2↑ + H2O PbO + HNO3 → S↓ + Pb(NO3)2 + NO↑ + H2O KClO3 + MnO2 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O K2Cr2O7 + Na2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O KClO3 + SO2 → K2S2O6 + ClO2↑ KMnO4 + HBr → Br2 + Mn Br2 + KBr + H2O P + HClO3 + H2O → H3PO4 + HCl As2O3 + H2O + KMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + MnSO4 + MnSO4 Na3[Cr(OH)6] + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O HIO3 + H2S → HI + S↓ + H2O HNO3 + Zn → Zn(NO3)2 + N2O + H2O 34

136. 137. 138. 139. 140.

FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl + H2O Hg + HNO3 → Hg(NO3)2 + NO2 + H2O CuCl + K2Cr2O7 + HCl → CuCl2 + CrCl3 + KCl + H2O P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO↑ H2S + HNO3 → S↓ + NO2↑ + H2O ТЕМА 8. СТРОЕНИЕ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ Теоpетические основы

Обpазование кооpдинационной связи с точки зрения метода валентных связей. Атомы и ионы как комплексообразователи. Конфигурация комплексов. Константа нестойкости. [2], с.370...385; [6], c.585...590. Задачи 141...160 141. Хлорид серебра не растворяется в воде, но легко растворяется в водном растворе аммиака. Чем это можно объяснить? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. 142. При добавлении раствора соляной кислоты к темно-синему раствору аммиачного комплекса меди окраска раствора становится голубой. Чем это объяснить? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. 143. Из сочетания частиц Ni2+, K+, NH3, Br− составьте формулы семи соединений. Координациионное число комплексообразователя равно шести. Назовите эти соединения. 144. Составьте координационные формулы следующих соединений платины: PtCl4 · 6NH3; PtCl4 · 4NH3; PtCl4 · 2NH3. Координационное число платины (+4) равно шести. Какое из них является комплексным неэлектролитом? Назовите эти соединения. 145. Составьте формулы семи комплексных соединений, которые можно получить из сочетаний частиц Co3+, NH3, NO2−, K+. Напишите уравнения их диссоциации. Какое из этих соединений является комплексным неэлектролитом? Координационное число Со3+ равно шести. 35

146. Растворы солей кадмия образуют со щелочами осадок Cd(OH)2, а с сероводородом − осадок CdS. Чем можно объяснить, что раствор тетрацианокадмат (II) калия K2[Cd(CN)4] образует осадок с сероводородом и не дает осадка со щелочью? 147. Чем объяснить, что при действии KCl на продукт взаимодействия AgNO3 c аммиаком осадок AgCl не образуется, тогда как с KI образуется осадок AgI? Составьте уравнения соответствующих реакций. 148. Какие комплексные соединения называются двойными солями? Напишите уравнения диссоциации солей K4[Cd(CN)6] и (NH4)2Fe(SO4)2. К каждой из них прилили раствор щелочи. В каком случае выпадает осадок гидроксида Fe (II)? 149. Почему при добавлении азотной кислоты к раствору [Ag(NH3)2]Cl образуется осадок AgCl? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции и объясните причину разрушения комплексного иона. 150. Растворы солей меди со щелочами образуют осадок Cu(OH)2 , а с сероводородом – осадок CuS. Чем можно объяснить, что концентрированный раствор [Cu(NH3)4]SO4 образует осадок с сероводородом и не дает осадка со щелочью? 151. Напишите выражения для констант нестойкости комплексных ионов [Cd(CN)4]2−; [Ni(CN)4]2− и [Hg(CN)4]2−. Они соответственно равны: 1,4·10−17; 3,0·10−16; 4,0·10−41. В растворе какого комплексного иона будет содержаться больше ионов CN− при одинаковой молярной их концентрации? 152. Какие орбитали Cr (0) принимают участие в образовании комплексного соединения [Cr(CO)6]0? Какую геометрическую форму имеет это соединение? 153. Пользуясь методом ВС, определите геометрическую форму комплексного иона [CrF6]3-. 154. Какие орбитали Ni (0) принимают участие в образовании комплексного соединения [Ni (CO)6]0? Какую геометрическую форму имеет это соединение? 155. Какие орбитали Cu2+ принимают участие в образовании комплексного соединения [Cu(NH3)4]2+? Какая геометрическая форма этого комплексного иона?

36

156. Какие орбитали третьего и четвертого энергетических уровней хрома (III) принимают участие в образовании химических связей комплексного иона [Cr(H2O)6]3+? Какую геометрическую форму имеет этот ион? 157. Какие орбитали пятого энергетического уровня кадмия (II) принимают участие в образовании химических связей комплексного иона [Cd(NH3)4]2+? Какую геометрическую форму имеет этот ион? 158. Какие орбитали третьего и четвертого энергетических уровней кобальта (III) принимают участие в образовании химических связей комплексного иона [Co(NH3)4]3+? Какова конфигурация этого иона? 159. Напишите выражение константы нестойкости для комплексных ионов [CdI4]2-, [Cd(CN)4]2-. Численно они соответственно равны 7,94·10-7 и 1,4·10-17. В растворе какого комплексного соединения будет содержаться больше ионов Cd2+ при одинаковой молярной концентрации взятых растворов? 160. Константы нестойкости комплексных ионов равны: -

K H Ag(CN)2  = 1 ⋅10-21 ; K H [Au(CN)2 ]- = 1⋅10-39 K H [Cu(CN)4 ]2- = 5,13 ⋅10-31 K H [Hg(CN)4 ]2- = 4,0 ⋅10-41 В растворе какой из комплексных солей K[Ag(CN)2]; K[Au(CN)2]; K3[Cu(CN)4]; K2[Hg(CN)4] при концентрации каждой соли в растворе 1 моль/л концентрация иона (CN) будет наименьшей?

37

ТЕМА 9. s- и p-ЭЛЕМЕНТЫ Теоретические основы Общая характеристика p-элементов: нахождение в пpиpоде, получение, физические и химические свойства пpостых веществ и соединений. Применение p-элементов и их важнейших соединений. [1], с.307...450; [2], с.212...342; [3], с.280...470; [4], с.186...199, 200...205, 221..233, 249...256, 263...272, 291...305, 336...341, 350...355; [5], с.264...284; [11], c. 10…43. Задачи 161...180 161. Чем существенно отличается взаимодействие щелочных металлов с водородом от взаимодействия галогенов с водородом? Приведите примеры и разберите эти реакции с точки зрения окисления-восстановления. 162. Один из гидроксидов металлов IIA группы растворяется в щелочах. Напишите уравнение этой реакции и назовите ее продукт. 163. Алюминий легко растворяется в концентрированных водных растворах щелочей. Какие реакции при этом происходят? Назовите продукты реакции с водным раствором гидроксида калия (едким кали). 164. Для обнаружения присутствия диоксида олова (касситерита) в горной породе образец вносят в пробирку, содержащую цинк и хлороводородную кислоту. При наличии касситерита выделяющийся станнан SnH4 окрашивает пламя газовой горелки в голубой цвет. Напишите уравнение реакции образования станнана. 165. Какая степень окисления характерна для соединений таллия? Почему при действии сероводорода на хлорид таллия (III) выделяется осадок Tl2S? Составьте уравнение соответствующей реакции. 166. Какая степень окисления наиболее характерна для солей галлия? Почему при растворении в воде хлорида галлия (II) выделяется водород? Составьте уравнение соответствующей реакции. 167. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) кремния с раствором щелочи; в) окисления силана кислородом. 38

168. Какую степень окисления имеет углерод в цианистой кислоте и цианидах? Цианид натрия можно получить при восстановлении соды углеродом в присутствии аммиака. Составьте электронные и молекулярные уравнения этой реакции. 169. Чем можно объяснить окислительные свойства оксида свинца (IV)? На основании электронных уравнений закончите уравнения реакций PbO2+Mn(NO3)2+HNO3 = HMnO4+… PbО2+HCl(конц.) =… 170. При пропускании газообразного хлора через водную суспензию гидроксида кальция (известковое молоко) образуется раствор белильной извести (она же хлорная известь, "хлорка"), широко применяемой для беления и дезинфекции. Напишите уравнение реакции. 171. Природный диоксид олова переводят в растворимое состояние сплавлением его со смесью соды с серой, при котором образуется тиостаннат натрия. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции. К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится данный процесс? 172. Чем отличается взаимодействие германия и свинца с концентрированной азотной кислотой? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Ge + HNO3 → б) Pb + HNO3 → 173. Как можно получить гидразин, каково его строение и химические свойства? На основании электронных уравнений напишите уравнения реакций гидразина: а) с кислородом; в) с хлоридом олова (II). 174. Как можно получить азотистоводородную кислоту? Каковы ее −

свойства? Исходя из следующего строения азид-иона:

+ :N- = N  = N:   , составьте

электронные уравнения и молекулярное уравнение реакции взаимодействия азотистоводородной кислоты с HI, учитывая, что N+ (степень окисления +5) восстанавливается до азота, а N- (степень окисления -3) образует аммиак. 175. Каково строение фосфорноватистой кислоте и чему равна степень окисления фосфора в ней и ее солях – гипофосфитах? Какие свойства может проявлять эта кислота в окислительно-восстановительных реакциях? Составьте

39

электронные и молекулярное уравнения реакции получения фосфорноватистой кислоты при взаимодействии РН3 с водной суспензией воды. 176. Метависмутат натрия KBiO3 может быть получен при пропускании хлора через суспензию гидроксида висмута (III) в концентрированном растворе КОН. Составьте электронные и молекулярное уравнения этой реакции. Какие свойства проявляют висмутаты в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? 177. К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится реакция разложения пероксида водорода? Напишите электронно-ионные и молекулярное уравнения реакций: а) H2O2 → б) H2O2 + KMnO4 → MnO2 + … в) H2O2 + PbS → 178. Можно ли применить азотную кислоту для получения сероводорода из сульфидов? Почему? Приведите электронно-ионные и молекулярное уравнения реакции FeS с концентрированной HNO3. 179. Перечислите кислородные кислоты хлора. Какая из них наиболее сильная и какая обладает наибольшей окислительной способностью? На основании электронно-ионных уравнений составьте уравнение реакции гипохлорита натрия с CrCl3 в щелочной среде. 180. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции перхлората аммония с углеродом. Учтите, что атомы восстановителя и окислителя в этом соединении приобретают нулевую степень окисления.

40

ТЕМА 10. d- и f-ЭЛЕМЕНТЫ Теоретические основы Общая характеристика d- и f- элементов: нахождение в пpиpоде, получение, физические и химические свойства пpостых веществ и соединений. Применение d- и f- элементов и их важнейших соединений. [1], с.508...579; [2], с.393...419, 424...492; [3], с.528...638; [4], с.215...220, 242...248, 287...290, 342...345, 395...401, 412…420, 435...448. Задачи 181...200 181. Хлорид циркония (IV) обычно получают прокаливанием смеси ZnO2 с углем в атмосфере хлора. Составьте электронные и молекулярное уравнения этой реакции. Почему при растворении полученного продукта раствор приобретает кислую реакцию? 182. Титан, цирконий и гафний растворяются в кислотах, если при этом образуются устойчивые анионные комплексы, содержащие эти металлы в степени окисления +4. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Ti + HNO3 +HF → б) Hf + HF → в) Zr + H2SO4 (конц.) → 183. Металлический хром получают алюминотермическим восстановлением Cr2O3. Для получения Cr2O3 метахромит железа (II) Fe(CrO2)2 сплавляют с содой в присутствии кислорода. Получающийся хромат натрия переводят в дихромат. А последний восстанавливают углем до Cr2O3. Напишите уравнения всех перечисленных реакций. 184. Какая степень окисления наиболее характерна для хрома? На каком свойстве соединений хрома (II) основано применение соляно-кислого раствора CRCl2 для поглощения кислорода? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) CrCl2 + O2 + HCl → б) CrCl2 + H2O → 41

185. Как перевести хромат калия в дихромат и, наоборот, дихромат калия в хромат? Составьте электронные и молекулярное уравнения реакций, происходящей при сплавлении Cr2O3 с нитратом и карбонатом натрия (селитрой и содой). 186. При действии сухого хлора на порошкообразный молибден при 650…7000С получается его пентахлорид, последний легко окисляется до молибденовой кислоты. Составьте электронные уравнения и закончите уравнения реакций: а) Mo + Cl2 → б) MoCl5 + HNO3 + H2O → в) MoCl5 + H2SO4(конц.) + H2O → 187. Марганцовую кислоту можно получить окислением солей марганца (II) оксидом свинца (IV) в присутствии серной или азотной кислот. Эта реакция очень чувствительна и применяется для открытия марганца. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции нитрата марганца с PbO2 в присутствии HNO3. Почему для реакции нельзя в качестве среды брать соляную кислоту? 188. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях может проявлять MnO2? Почему? На основании электронных уравнений составьте уравнения: а) MnO2 + KNO3 + Na2CO3 → б) MnO2 + KI + H2SO4 → в) MnO2 + NH4NO3 → N2 + 189. Как изменится окраска раствора в результате реакций: а) K2MnO4 + Br2 → б) MnSO4 + KNO3 + KOH → в) KMnO4 + K2SO3 + KOH → 190. Какая степень окисления характерна для рения? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Re + H2O2 → б) ReO3 + HNO3 → в) ReS2 + O2 →

42

191. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: FeS2 → Fe2O3 → Fe → FeCl2 → Fe(CN)2 → K4[Fe(CN)6] → K3[Fe(CN)6]. 192. Железо (III), являясь слабым окислителем, при сплавлении в щелочной среде с более сильными окислителями приобретает степень окисления +6. Исходя из электронных уравнений, составьте молекулярные уравнения реакций: а) Fe2(SO4)3 + H2S → б) Fe2O3 + KClO3 + KOH→ в) Fe(OH)3 + Cl2 + KOH → 193. Исходя из строения магнетита, составьте уравнения реакций Fe3O4 с соляной и азотной кислотами. Какая из этих реакций окислительновосстановительная? 194. Гексациано (III) феррат калия (красную кровяную соль) K3[Fe(CN)6] нельзя получить непосредственным взаимодействием соединений железа (III) с цианидом калия, так как последний окисляется при этом в СО2 и образуется Fe(CN)2. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции FeCl3 с KCN в водной среде, принимая степень окисления углерода в цианиде калия равной +2. 195. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Co2O3 → Co → Co(NO3)2 → Co(OH)2 → Co(OH)3 → CoCl2 → CoCl3. 196. Гексахлорорутенат (IV) водорода (гексахлорорутениевую кислоту) можно получить, растворяя рутений в царской водке. Аналогичное соединение образуется при растворении платины в насыщенной хлором соляной кислоте. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 197. Соединения серебра (I) являются хорошими окислителями, тогда как соединения золота (I) очень неустойчивы и в момент образования диспропорционируют. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) взаимодействия HCOH с Ag2O; б) диспропорционирования AuCl. 198. Если через щелочной раствор, содержащий взвесь Cu(OH)2, пропустить хлор, то раствор окрашивается в красный цвет за счет образования купрат-иона [Cu(OH)4]-. При дальнейшем прибавлении Ba(OH)2 выпадает крас43

ный осадок купрата бария, который быстро чернеет, выделяя пузырьки кислорода. Составьте уравнения всех происходящих реакций. 199. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: CuSO4 → Cu → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuCl2 →CuCl → H[CuCl2]. 200. Являясь хорошим восстановителем, цинковая пыль при кипячении с сильнощелочными растворами нитратов восстанавливает их максимально. Составьте электронные и молекулярные уравнения этой реакции, один из продуктов которой – тетрагидроксоцинкат натрия.

44

ПРИЛОЖЕНИЯ

45

Приложение 1 Периодическая система элементов Д. И. Мендилеева

46

Приложение 2 Относительная электроотрицательность элементов (по Полингу) группы

Периоды

1 2 3

4

5

6

7

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

H 2,1 Li

Be

B

C

N

O

F

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

3,5

4,0

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

0,9

1,2

1,5

1,8

2,1

2,5

3,0

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe Co Ni

0,8

1,0

1,3

1,5

1,6

1,6

1,5

1,8 1,8 1,8

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

1,6

1,6

1,8

2,0

2,4

2,8

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru Rh Rd

0,8

1,0

1,2

1,5

1,6

1,8

1,9

2,2 2,2 2,2

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

1,7

1,7

1,8

1,9

2,1

2,5

Cs

Ba

La-Lu Hf

Ta

W

Re

Os

0,7

0,9

1,0-1,2

1,5

1,7

1,9

2,2 2,2 2,2

Fr

Ra

0,7

0,9

1,3

Hg

Pb

Bi

Po

At

1,9

1,9

1,9

2,0

2,2

47

Ir

Pt

Пpиложение 3 Растворимость некоторых электролитов в воде Катионы Анионы

H+

Na+

K+

NH4+

Be2+

Mg2+

Ca2+

Ba2+

Al3+

Cr3+

Fe3+

Fe2+

Co2+

Ni2+

Ag+

Cu2+

Pb2+

Sn2+

OH-

Р

Р

Р

Р

Н

Н

М

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

—

Н

Н

Н

Cl-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

М

Р

Br-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

М

Р

I-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

М

Р

S2-

Р

Р

Р

—

—

Р

М

Р

—

—

—

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

SO32-

Р

Р

Р

Р

—

Н

Н

Н

—

—

—

Н

Н

Н

Н

Н

Н

—

SO42-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Н

Р

CO32-

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

—

—

—

Н

Н

Н

Н

Н

Н

—

NO3

2-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

СН3СОО-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

p

Р

48

Приложение 4 Константы диссоциации слабых электролитов при 298 К Уравнение процесса

КД

электролитической диссоциации

1 стадия

H3BO3RH+ +H2BO3─

5,8·10-10

HCNR H++CN─

7,9·10-10

H2CO3RH+ +HCO3─

4,5·10-7

HClOR H++ClO─

5,0·10-8

CH3COOHRH++CH3COO─

1,8·10-5

HFRH++F─

6,6·10-4

HNO2RH++NO2─

4,6·10-4

H2O2RH++HO2─

2,6·10-12

H3PO4RH++H2PO4─

7,5·10-3

H2SRH++HS─

6,0·10-8

H2SO3RH++HSO3─

1,6·10-2

H2SiO3RH++HSiO3─

5,8·10-10

NH4OHROH─+NH4+

1,8·10-5

NH2OHROH─+NH2+

9,3·10-9

H2OROH─+H+

1,8·10-16

49

Приложение 5 Произведение растворимости малорастворимых веществ в воде при 298 К Вещество

ПР

AgBr

6,3·10-13

Ag2CO3

6,15·10-12

AgCl

1,56·10-10

AgI

1,5·10-16

Ag2PO4 (20 0C)

1,8·10-18

Ag2S

5,7·10-51

Ag2SO4

7,7·10-5

Al(OH)3

1,9·10-33

BaCO3

7·10-9

BaCrO4

2,3·10-10

BaSO4

1,08·10-10

CaCO3

4,8·10-9

Ca3(PO4)2

1·10-25

CaSO4

6,10·10-5

CdCO3

2,5·10-14

CuCO3

2,36·10-10

Cu(OH)2

5,6·10-20 4·10-38

CuS Fe(OH)3 (18 0C)

3,8·10-38

FeS

3,7·10-19

Mg(OH)2

2,8·10-11

MgS

2,0·10-15

MnCO3

5,05·10-10

MnS (18 0C)

5,6·10-16

PbCO3

1,5·10-13 50

Вещество

ПР

PbCl2

1,7·10-5

PbS (18 0C)

1,1·10-29

PbSO4

1,8·10-8

SrCO3

9,42·10-10

SrSO4

2,8·10-7

ZnCO3

6·10-11

Zn(OH)2 (18 0C)

4·10-16 Приложение 6

Стандартные, окислительно-восстановительные потенциалы (по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при 298 К)

Окисленная форма

Число по-

Восстановленная

лучаемых

форма

электронов

ϕ0, В

Li+

1

Li

3,045

Rb+

1

Rb

-2,925

K+

1

K

-2,925

Cs+

1

Cs

-2,923

Ba2+

2

Ba

-2,900

Sr2+

2

Sr

-2,890

Ca2+

2

Ca

-2,870

Na+

1

Na

-2,714

La3+

3

La

-2,522

Mg2+

2

Mg

-2,370

AlO2─+2H2O

3

Al+4OH─

-2,350

Be2+

2

Be

-1,847

51

Окисленная форма

Число по-

Восстановленная

лучаемых

форма

электронов

ϕ0, В

Al3+

3

Al

-1,662

ZnO2─+2H2O

2

Zn+4OH─

-1,216

Mn2+

2

Mn

-1,180

SO42─+H2O

2

SO32─+2OH─

-0,930

2H2O

2

H2+2OH─

-0,828

Zn2+

2

Zn

-0,763

Cr3+

3

Cr

-0,744

Fe2+

2

Fe

-0,440

Cd2+

2

Cd

-0,403

Ti3+

1

Ti

-0,370

PbSO4

2

Pb+(SO4)2─

-0,136

In3+

3

In

-0,130

Tl+

1

Tl

-0,336

Co2+

2

Co

-0,277

Ni2+

2

Ni

-0,250

Sn2+

2

Sn

-0,136

(CrO4)2─+4H2O

3

Cr(OH)3+5OH─

-0,130

Pb2+

2

Pb

-0,126

Fe3+

3

Fe

-0,036

2H+

2

H2

0,000

(NO3)─+H2O

2

(NO2)─+2OH─

+0,010

S+2H+

2

H2S

+0,141

Sn4+

2

Sn2+

+0,150

Cu2+

1

Cu+

+0,153

(SO4)2─+4H+

2

H2SO3+H2O

+0,170

AgCl

1

Ag+Cl─

+0,222

52

Окисленная форма

Число по-

Восстановленная

лучаемых

форма

электронов

ϕ0, В

2(SO4)2─+10H+

8

(S2O3)2─+5H2O

+0,290

(ClO3)─+H2O

2

(ClO2) ─+2OH─

+0,330

Cu2+

2

Cu

+0,337

[Fe(CN)6]3─

1

[Fe(CN)6]4─

+0,360

(SO4)2─+8H+

6

S+4H2O

+0,360

(ClO4)─+H2O

2

(ClO3) ─+2OH─

+0,360

O2+2H2O

4

4OH─

+0,401

H2SO3+4H+

4

S+3H2O

+0,450

Cu+

1

Cu

+0,521

I2

2

2I─

+0,536

H3AsO4

2

HAsO2+2H2O

+0,559

(MnO4)─

1

(MnO4)2─

+0,564

(MnO4)─+2H2O

3

MnO2+4OH─

+0,588

(MnO4)─+2H2O

2

MnO2+4OH─

+0,600

(ClO2)─+H2O

2

(ClO)─+2OH─

+0,660

O2+2H+

2

H2O2

+0,682

(BrO)─+H2O

2

Br─+2OH─

+0,760

Fe3+

1

Fe2+

+0,771

(NO3)─+2H+

1

NO2+H2O

+0,790

Hg22+

2

2Hg

+0,798

Ag+

1

Ag

+0,799

O2+4H+ (10─7 м)

4

2H2O

+0,815

Hg2+

2

Hg

+0,854

(ClO)─+H2O

2

Cl─+2OH─

+0,890

(NO3)─+3H+

2

HNO2+H2O

+0,940

(NO3)─+4H+

3

NO+2H2O

+0,960

53

Окисленная форма

Число по-

Восстановленная

лучаемых

форма

электронов

ϕ0, В

HNO2+H+

1

NO+H2O

+1,000

Br2

2

2Br─

+1,065

(IO3)─+6H+

6

I─+3H2O

+1,090

2(IO3)─+12H+

10

I2+6H2O

+1,195

(ClO4)─+2H+

2

(ClO3) ─+H2O

+1,290

O2+4H+

4

2H2O

+1,229

MnO2+4H+

2

Mn2++2H2O

+1,230

Tl3+

3

Tl

+1,250

HBrO+H+

2

2Br─+H2O

+1,330

(Cr2O7)2─+14H+

6

2Cr3++7H2O

+1,330

Cl2

2

2Cl─

+1,359

(BrO3)─+6H+

6

2Br─+3H2O

+1,440

(ClO3)─+6H+

6

Cl─+3H2O

+1,450

PbO2+4H+

2

Pb2++2H2)

+1,456

2(ClO3)─+12H+

10

Cl2+6H2O

+1,470

Au3+

3

Au

+1,500

(MnO4)─+8H+

5

Mn2++4H2O

+1,510

2(BrO3)─+12H+

10

Br2+6H2O

+1,520

PbO2+4H++SO42─

2

PbSO4+2H2O

+1,685

(MnO4)─+4H+

3

MnO2+2H2O

+1,695

H2O2+2H+

2

2H2O

+1,776

Co3+

1

Co2─

+1,810

F2

2

2F─

+2,870

54

Приложение 7 Константы нестойкости некоторых комплексных ионов Уравнение диссоциации

Констата нестойкости, КН

комплексного иона [Ag(CN)2]─RAg++2CN─

1,0·10-21

[Ag(NH3)2]+RAg++2NH3

5,89·10-8

[Ag(S2O3)2]3─RAg++2S2O32─

1,00·10-18

[AlF6]3─RAl3++3F─

1,45·10-25

[Au(CN)2]+RAu++2CN─

5,01·10-39

[Cd(CN)4]2─RCd2++4CN─

7,66·10-18

[CdI4]2─RCd2++4I─

7,94·10-7

[Cd(NH3)4]2+RCd2++4NH3

2,75·10-7

[Co(CNS)4]2─RCo2++4CNS─

5,50·10-3

[Cd(NH3)6]2+RCo2++6NH3

4,07·10-5

[Cu(CN)2]─RCu++2CN─

1,00·10-24

[Cu(CN)4]3─RCu++4CN─

5,13·10-31

[Cu(NH3)4]2+RCu2++4NH3

9,33·10-13

[Fe(CN)6]4─RFe2++6CN─

1,00·10-24

[Fe(CN)6]3─RFe2++6CN─

1,00·10-31

[HgCl4]2─RHg2++HCl─

6,03·10-16

[Hg(CN)4]2─RHg2++4CN─

3,02·10-42

[Hg(CNS)4]2─RHg2++4CNS─

1,29·10-22

[HgI4]2─RHg2++4I─

1,38·10-30

[Ni(CN)4]2─RNi2++4CN─

1,00·10-22

[Ni(NH3)6]2+RNi2++6NH3

9,77·10-9

[Zn(CN)4]2─RZn2++4CN─

1,00·10-16

[Zn(CNS)4]2─RZn2++4CNS─

5,00·10-2

[Zn(NH3)4]2+RZn2++4NH3

2,00·10-9

[Zn(OH)4]2─RZn2++4OH─

7,08·10-16 55

СОДЕРЖАНИЕ ПРЕДИСЛОВИЕ.......................................................................................................... 3 1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ ......................................................................... 4 1.1. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ ПО ГОС.................................................... 4 1.2. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ................................................................................ 4 1.3. ОБЪЕМЫ АУДИТОРНОЙ РАБОТЫ И ВИДЫ КОНТРОЛЯ .................... 10 1.4. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ ............................................................ 11 1.5. ПЕРЕЧЕHЬ ЛАБОРАТОРHЫХ РАБОТ ....................................................... 12 2. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК.................................................................. 13 3. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ........................................................................................ 14 4. ЗАДАНИЕ НА КОНТРОЛЬНУЮ РАБОТУ....................................................... 22 ПРИЛОЖЕНИЯ ......................................................................................................... 45

Редактор А.В. Алехина Сводный темплан 2004 г. ЛР № 020308 от 14.02.97 Санитарно-эпидемиологическое заключение №78.01.07.953.П.005641.11.03 от 21.11.2003г. Подписано в печать 29.09.2004. Формат 60х84 1/16 Б. кн.-журн. П.л.3,5. Б.л. 1,75. РТП РИО СЗТУ. Тираж 100. Заказ Северо-Западный государственный заочный технический университет РИО СЗТУ, член Издательско-полиграфической ассоциации вузов Санкт-Петербурга 191186 Санкт-Петербург, ул. Миллионная, д.5

56