Неорганическая химия: Учебная программа и методические указания

Федеральное агентство по образованию Омский государственный университет им. Ф.М. Достоевского

УДК 546 ББК 24.1я73 Н 526 Рекомендовано к изданию редакционно-издательским советом ОмГУ Н 526 Неорганическая химия: учебная программа и методические указания для студентов химического факультета специальности «Химическая технология природных энергоносителей и углеродных материалов» / сост. О.А. Голованова. – Омск: Изд-во, 2005. – 44 с. ISBN 5-7779-0621-4

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Учебная программа и методические указания для студентов химического факультета специальности «Химическая технология природных энергоносителей и углеродных материалов»

Представлена учебная программа, определяющая содержание, объем и порядок изучения курса неорганической химии. Приводится рекомендательный библиографический список, даны вопросы к семинарским занятиям и коллоквиумам, а также контрольные задания и карточки, необходимые для закрепления и проверки знаний студентов. Для студентов химического факультета ОмГУ. УДК 546 ББК 24.1я73

ISBN 5-7779-0621-4

Изд-во ОмГУ

Омск 2005

© Омский госуниверситет, 2005

ПРЕДИСЛОВИЕ

УЧЕБНАЯ ПРОГРАММА

Университетский курс неорганической химии, включающий в себя некоторые разделы общей и физической химии, традиционно читается первым из всех химических дисциплин и является основой для последующего изучения других теоретических и прикладных химических дисциплин и спецкурсов. Поэтому успешное освоение неорганической химии является непременным условием формирования полноценного специалиста-химика. Программа курса построена в соответствии с требованиями Государственного стандарта № 250400.

СОДЕРЖАНИЕ КУРСА

I семестр 1. Атомно-молекулярное учение Основные понятия химии. Атом. Молекула. Химический элемент. Изотопный состав химических элементов. Простое и сложное вещество. Химический эквивалент. Закон эквивалентов. Агрегатное состояние вещества. Характерные особенности различных агрегатных состояний вещества. Температурные условия их существования. Понятие о стандартных и нормальных условиях. Основные стехиометрические законы, их современная трактовка. Применимость стехиометрических законов к веществам с молекулярной и немолекулярной структурой. 2. Строение электронных оболочек атома История развития представлений о строении атома. Теория Бора. Волновая теория строения атома. Двойственная природа электрона. Принцип неопределенности. Понятие об электронном облаке. Электронная плотность. Радиальное распределение электронной плотности около ядра атома водорода в основном и возбужденном состоянии. Понятие о радиусе атома. Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме. S-, p-, d-, f-электроны. Понятия: энергетический уровень, подуровень, электронный слой, электронная оболочка, атомная орбиталь (АО). Принцип Паули и емкость электронных оболочек. Правило Хунда и порядок заполнения атомных орбиталей. Строение электронных оболочек атомов элементов. 3. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система. Периодичность свойств элементов Периодический закон. Периодическая система. Особенности заполнения электронами атомных орбиталей и формирование периодов. S-, p-, d-, f-элементы и их расположение в Периодической системе. Группы. Периоды. Главные и побочные подгруппы. Границы Периодической системы. Различные формы таблиц Периодической системы. Периодичность свойств атомов. Радиусы атомов и ионов. Орбитальные и эффективные радиусы. Изменение атомных и ионных радиусов по периодам и группам. Эффекты d- и f-сжатия.

3

4

Ионизационные потенциалы. Факторы, определяющие величину ионизационного потенциала. Изменение величин ионизационных потенциалов по периодам и группам. Сродство к электрону. Факторы, определяющие величину сродства к электрону. Изменение величин сродства к электрону по периодам и группам. Понятие об электроотрицательности элементов. Шкала Полинга. Изменение величин электроотрицательности элементов по периодам и группам. Периодичность химических свойств элементов, простых веществ и химических соединений. Изменение валентности по периодам и группам. Изменение свойств элементов по периодам и группам в зависимости от структуры внешних и предвнешних электронных оболочек и радиусов атомов. Изменение химической активности металлов и неметаллов по периодам и группам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по периодам и группам. 4. Химическая связь и валентность Основные особенности химического взаимодействия (химической связи) и механизм образования химической связи. Насыщаемость и направленность химической связи. Квантовомеханическая трактовка механизма образования связи в молекуле водорода. Основные типы химической связи: ковалентная (неполярная и полярная), ионная, металлическая. Общие особенности механизма образования ковалентных и ионных связей. Основные положения теории валентных связей (ВС). Особенности образования связей по донорноакцепторному механизму. Валентность химических элементов. Валентность с позиции теории ВС. Постоянная и переменная валентности. Валентность при высоких температурах. Валентность и степень окисления атомов элементов в их соединениях. Одиночные и кратные связи. δ- и π-связи – разновидности ковалентных и полярных связей. Относительная устойчивость (p-р) π- и (p-d) π-связей. Количественные характеристики химических связей. Порядок связи. Энергия связи. Длина связи. Валентный угол. Степень ионности связи. Эффективные заряды химически связанных атомов и степень ионности связи. Дипольный момент связи. Степень ионности связи как функция разности электроотрицательности взаимодействующих атомов. Концепция гибридизации атомных орбиталей и пространственное строение молекул и ионов. Особенности распределения электронной 5

плотности гибридных орбиталей. Простейшие типы гибридизации: sp, sp2, sp3, sp3d. Гибридизация с учетом неподеленных электронных пар. Пространственная конфигурация молекул и ионов типа АХ, АХ2, АХ3, АХ4, АХ5, АХ6. Влияние отталкивания электронных пар на пространственную конфигурацию молекул. Концепция поляризации ионов. Трактовка полярных связей согласно концепции поляризации ионов. Теория молекулярных орбиталей (МО). Основные положения теории МО. Энергетическая диаграмма. Связывающие и разрыхляющие МО элементов второго периода. σ и π МО. Относительная устойчивость двухатомных молекул. Энергетические диаграммы МО двухатомных молекул и соответствующих молекулярных ионов. Сравнение теорий ВС и МО. Химическая связь в комплексных соединениях и особенности их строения. Координационная ненасыщенность атомов и возможность образования комплексных (координационных) соединений. Состав комплексных соединений. Внешняя и внутренняя координационные сферы. Катионные, анионные и нейтральные комплексы. Номенклатура комплексных соединений. Изомерия комплексных соединений. Типичные комплексообразователи. Факторы, определяющие способность атомов и ионов выступать в качестве комплексообразователя. Координационное число комплексообразователя. Изменение координационных чисел атомов элементов по группам Периодической системы. Положение элементов – типичных комплексообразователей в Периодической системе. Типичные лиганды. Факторы, определяющие способность молекул и ионов выступать в качестве лигандов. Моно- и полидентатные лиганды. Пространственная конфигурация комплексных ионов. Гибридизация атомных орбиталей комплексообразователя и пространственная конфигурация комплексного иона. 5. Межмолекулярное взаимодействие. Вещество в конденсированном состоянии Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия. Факторы, определяющие энергию межмолекулярного взаимодействия. Энергия межмолекулярного взаимодействия в сравнении с энергией химического взаимодействия. Водородная связь. Природа водородной связи, ее количественные характеристики. Меж- и внутримолекулярная водородная связь. Водородная связь между молекулами фтороводорода, воды, аммиака. 6

6. Химические реакции Основные задачи химической термодинамики и химической кинетики. Определение принципиальной возможности и полноты протекания химической реакции. Возможность практического осуществления химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Понятие о скорости химической реакции. Закон действия масс. Факторы, определяющие скорость химической реакции. Константа скорости химической реакции. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным раствором. Произведение растворимости. Влияние одноименных ионов на растворимость веществ. Перевод труднорастворимых осадков в растворимое состояние. Влияние рН раствора на образование труднорастворимого вещества. Обменные реакции между ионами в растворе. Общие условия протекания реакции обмена в растворах электролитов. Ионные уравнения. Гидролиз солей. Гидролиз солей по катиону и по аниону. Механизм гидролиза. Молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей. Четыре типа солей в зависимости от гидролизуемости составляющих их ионов. Влияние природы, заряда и радиуса ионов на их гидролизуемость. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Влияние концентрации раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза. Гидролиз кислых солей. Гидролиз труднорастворимых солей. Совместный гидролиз солей. Условия подавления гидролиза.

7. Растворы и реакции в водных растворах Растворение как физико-химический процесс. Сольватация. Сольваты. Особые свойства воды как растворителя. Гидраты. Кристаллогидраты. Растворимость веществ. Растворение твердых, жидких и газообразных веществ. Влияние температуры, давления и природы веществ на их взаимную растворимость. Способы выражения состава растворов: массовая доля, молярность, нормальность, моляльность, молярная доля. Электролитическая диссоциация. Влияние природы вещества на его способность к электролитической диссоциации в водном растворе. Механизм диссоциации. Гидратация ионов в растворе. Основания и кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ион гидроксония. Амфотерные гидроксиды. Кислотно-основной характер диссоциации гидроксидов в зависимости от положения элементов в Периодической системе. Диссоциация средних, кислых и основных солей. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации. Основные представления теории сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степени диссоциации в растворах сильных электролитов. Концентрация ионов в растворе и активность. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Факторы, влияющие на величину константы диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации. Закон разбавления. Диссоциация комплексных ионов в растворе. Константа нестойкости. Факторы, определяющие устойчивость комплексных ионов в растворе. Диссоциация воды. Константа диссоциации. Ионное произведение. Влияние температуры на диссоциацию воды. Водородный показатель. Понятие о буферных растворах.

8. Окислительно-восстановительные процессы Окислительно-восстановительные реакции. Типы окислительновосстановительных реакций. Составление уравнений окислительновосстановительных реакций. Подбор коэффициентов: метод электронного баланса, ионно-электронный метод. Окислительно-восстановительные системы. Изображение окислительно-восстановительных (редокс-) систем методом полуреакций (частных реакций). Окислительно-восстановительный (редокс-) потенциал как количественная характеристика редокс-системы. Уравнение Нернста. Стандартные редокс-потенциалы и способы их определения. Водородный электрод. Электрохимический ряд напряжений металлов. Зависимость величины редокс-потенциала системы от концентрации ионов, температуры, рН, комплексообразования в растворе. Редокс-потенциалы и оценка направления и полноты протекания окислительно-восстановительных реакций. Подбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных редокс-потенциалов. Окислительно-восстановительные процессы с участием электрического тока. Электрический ток как сильнейший окисляющий и восстанавливающий агент. Инертные и активные электроды. Схемы процессов на электродах при электролизе расплавов и водных растворов. Гальванический элемент. Коррозия металлов.

7

8

9. Водород Общая характеристика водорода. Положение водорода в Периодической системе. Строение атома. Валентность и степень окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Физические и химические свойства водорода. Основные физические свойства. Водород как восстановитель. Восстановительная способность атомарного и молекулярного водорода. Взаимодействие водорода с металлами и неметаллами. Формы нахождения водорода в природе. Способы получения свободного водорода. Применение водорода. Водород как перспективное горючее. 10. Общая характеристика p-элементов Положение в Периодической системе. Строение атомов. Изменение атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродство к электрону и электроотрицательности по периодам и группам. Валентность и степени окисления атомов. Изменение устойчивости соединений в высшей степени окисления по группам. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионных и анионных форм, комплексообразованию. Особенности свойств p-элементов второго и пятого периодов. Изменение металлического и неметаллического характера элементов по группам, периодам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по группам, периодам. 11. р-элементы седьмой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону и электроотрицательности элементов. Валентность и степени окисления атомов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Признаки металличности у йода. Особенности фтора. Физические свойства простых веществ. Изменение температур плавления и кипения в ряду фтор-астат. Химические свойства простых веществ. Изменение энергии связи в молекулах галогенов по группе и реакционная способность галогенов. Отношение к воде, щелочам, металлам и неметаллам. Токсичность галогенов. Меры предосторожности при работе с галогенами. Формы нахождения галогенов в природе. Общий принцип получения свободных галогенов. Применение. 9

Галогеноводороды. Устойчивость молекул. Характер химических связей в молекулах. Ассоциация молекул фтороводорода. Физические свойства галогеноводородов. Изменение температур плавления и кипения в ряду фтороводород-йодоводород. Химические свойства. Реакционная способность. Восстановительные и кислотные свойства. Особенности фтороводородной кислоты. Общие принципы получения галогеноводородов. Промышленное получение соляной кислоты. Применение соляной и плавиковой кислот. Галогениды. Галогениды основные, амфотерные, кислотные. Полимерные галогениды. Свойства. Особенности гидролиза галогенидов разных типов. Оксиды фтора, хлора (I, IV, VII), брома (I), йода (V). Свойства. Кислородсодержащие кислоты хлора, брома, йода. Строение молекул. Сравнительная устойчивость. Окислительные и кислотные свойства. Общие принципы получения. Соли кислородсодержащих кислот галогенидов. 12. р-элементы шестой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону и электроотрицательности элементов. Валентность и степени окисления атомов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионной и анионной форм, образованию гомоцепных полимерных соединений. Изменение металлического и неметаллического характера элементов по группе. Особенности кислорода. Простые вещества. Аллотропные модификации кислорода. Химическая связь в молекуле кислорода с позиции теорий ВС и МО. Строение молекул озона. Полимерные модификации серы. Условия существования двухатомных молекул. Изменение неметаллических и металлических свойств простых веществ. Полупроводниковые свойства селена. Химические свойства простых веществ. Окислительно-восстановительные свойства. Отношение простых веществ к металлам и неметаллам, воде, кислотам и щелочам. Формы нахождения элементов в природе. Принципы получения кислорода и озона. Применение простых веществ. Гидриды типа Н2Э. Строение молекул. Термическая устойчивость. Физические свойства. Изменение температур плавления и кипения в ряду вода-теллуроводород. 10

Химические свойства. Восстановительные и кислотные свойства в ряду вода-теллуроводород. Сероводород. Свойства. Токсичность халькогеноводородов. Общие принципы их получения. Халькогениды. Средние и кислые халькогениды. Гидролиз. Общие принципы получения. Применение. Халькогениды как полупроводниковые материалы. Пероксид водорода. Строение молекул. Получение. Устойчивость. Окислительно-восстановительные свойства в различных средах. Применение. Гидриды серы H2Sп. Строение молекул. Устойчивость. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Оксиды. Оксиды элементов (IV,VI). Особенности строения. Отношение оксидов к воде, кислотам и щелочам. Окислительно-восстановительные свойства. Получение. Серная, селеновая и теллуровая кислоты. Строение молекул и анионов кислот. Кислотные и окислительные свойства в ряду сернаятеллуровая кислоты. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты. Промышленные методы получения серной кислоты. 13. р-элементы пятой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону, электроотрицательности элементов. Валентность и степени окисления атомов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионной и анионной форм, комплексообразованию. Соединения азота, способные выступать в роли лигандов. Изменение металлического и неметаллического характера элементов по группе. Особенности азота. Простые вещества. Особенности строения. Склонность к образованию полимерных форм фосфора, мышьяка и сурьмы. Химическая связь в молекуле азота с позиции теорий ВС и МО. Аллотропные модификации фосфора и особенности их строения. Аллотропные модификации мышьяка и сурьмы. Химические свойства простых веществ. Реакционная способность молекулярного и атомарного азота, белого и красного фосфора. Окислительно-восстановительные свойства простых веществ. Отношение простых веществ к неметаллам, металлам, воде, кислотам и щелочам. Формы нахождения элементов в природе. Принципы получения и применения простых веществ. 11

Гидриды ЭН3. Строение молекул. Изменение температур плавления и кипения в ряду аммиак-висмутин. Изменение термической устойчивости, реакционной способности, восстановительных свойств, склонности к реакциям присоединения в ряду аммиак-висмутин. Образование и устойчивость ионов аммония и фосфония. Принципы получения гидридов ЭН3. Аммиак. Получение. Термодинамическая характеристика реакций синтеза аммиака. Жидкий аммиак как растворитель. Растворение аммиака в воде. Реакции присоединения аммиака. Амминокомплексы. Соли аммония. Реакции замещения водорода в аммиаке. Амиды, имиды, нитриды. Реакции окисления аммиака. Применение аммиака. Оксиды азота (I, II, III, IV, V). Строение молекул. Отношение к воде, щелочам. Окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения. Токсичность оксидов азота. Влияние на окружающую среду. Азотистая кислота. Строение ее молекулы и нитрит-иона. Нитриты. Окислительно-восстановительные свойства кислоты и нитритов. Токсичность нитритов. Азотная кислота. Строение молекулы азотной кислоты и нитратиона. Окислительные свойства концентрированной и разбавленной азотной кислоты. Взаимодействие с металлами и неметаллами. Лабораторные и промышленные методы получения азотной кислоты. «Царская водка». Применение азотной кислоты. Соли азотной кислоты, продукты их термического разложения. Применение солей. Токсичность нитратов. Оксиды фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута. Особенности строения. Отношение к воде, кислотам и щелочам. Принципы получения. Кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли. Ортофосфорная кислота и ее соли. Получение ортофосфорной кислоты. Ее применение. Гидроксиды мышьяка, сурьмы (III,V) и висмута (III). Мета- и ортоформы. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Общие принципы получения. Соли. Арсенаты (III,V). Стибаты (III,V). Висмутаты (V). Соединения с металлами. Нитриды. Фосфиды. Арсениды. Стибиды. Токсичность фосфора, сурьмы, висмута и их соединений. 14. р-элементы четвертой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов и электроотрицательности элементов. Валентность и степени окисления атомов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Особенности химических связей, образуемых атомами углерода (IV). Гомоцепные молекулы 12

на основе углерода. Гетероцепи на основе Si-O-Si в химии кремния. Изменение металлического и неметаллического характера элементов по группе. Особенности углерода. Простые вещества. Аллотропные модификации углерода и олова. Особенности их строения. Полупроводниковые свойства кремния и германия. Химические свойства простых веществ. Их реакционная способность. Окислительно-восстановительные свойства. Отношение к кислороду, металлам, воде, кислотам и щелочам. Соединения включения графита. Формы нахождения элементов в природе. Принципы получения простых веществ. Применение простых веществ. Уголь как топливо и адсорбент. Гидриды типа ЭН4. Строение молекул. Изменение температур плавления и кипения в ряду метан-гидрид свинца в сравнении с изменением в рядах гидридов p-элементов V, VI, VII групп. Химические свойства. Реакционная способность метана и других гидридов. Общие принципы получения гидридов. Оксид углерода (II). Химическая связь в молекуле с позиций теорий ВС и МО. Получение. Восстановительные свойства. Реакции присоединения. Токсичность оксида углерода (II). Области практического применения. Оксид углерода (IV). Строение молекулы. Отношение к воде, щелочам. Получение. Применение. Влияние углекислого газа на окружающую среду. Угольная кислота и ее соли. Строение молекулы угольной кислоты и карбонат-иона. Свойства кислоты. Карбонаты, гидрокарбонаты, основные карбонаты. Особенности осаждения труднорастворимых карбонатов из водных растворов. Термическая устойчивость карбонатов. Применение. Оксиды кремния (II, IV). Диоксид кремния, особенности его строения, аморфная и кристаллическая формы. Отношение диоксида кремния к воде, кислотам и щелочам. Перевод в растворимые соединения. Кремниевые кислоты. Ортокремниевая кислота. Поликремниевые кислоты. Особенности их строения. Получение. Соли кремниевых кислот.

13

II семестр 1. Общий обзор металлов Общая характеристика элементов. Особенности строения атомов. Положение в Периодической системе. Особенности физических свойств металлов. Кристаллическая структура металлов. Формы нахождения металлов в природе. Кристаллическая структура и химический состав минералов. Принцип плотнейшей упаковки атомов и ионов. Полиморфизм. Изоморфизм. Симметрия и простые формы кристаллов. Модели роста кристаллов. Руды. Полиметаллические руды. Редкие и рассеянные металлы. Принципы обогащения руд. Общие методы обогащения металлов. Пирометаллургия. Применяемые восстановители. Гидрометаллургия. Электрометаллургия. Пироэлектрометаллургия. Термическое разложение соединений металлов (карбонилов, иодидов, азидов) для получения чистых металлов. Металлы как важнейшие материалы в современной технике. Значение металлов в народном хозяйстве. 2. p-элементы третьей группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионной и анионной форм, комплексообразованию. Особые свойства бора. Отношение к кислороду, воде, кислотам и щелочам. Гидриды бора, их состав. Диборан. Особенности химических связей в молекуле диборана. Устойчивость и реакционная способность гидридов бора. Применение. Оксид бора. Особенности строения. Свойства. Отношение к воде, щелочам. Орто-, мета-, полиборные кислоты. Их состав и строение. Сила кислот. Орто-, мета-, полибораты. Бура. Физические и химические свойства металлов ряда алюминийталлий. Изменение температур плавления и кипения в ряду алюминийталлий. Химическая активность металлов. Отношение к кислороду, кислотам, щелочам, воде. Нахождение в природе. Принципы получения металлов. Получение и применение алюминия. Оксиды элементов (III). Их сравнительная устойчивость. Оксид алюминия. Химические свойства. Принципы получения. Возможность перевода в растворимые соединения. Оксид таллия (I).

14

Гидроксиды элементов (III). Гидроксид алюминия. Состав и особенности строения. Кислотно-основные свойства в ряду гидроксидов алюминия и таллия. Отношение к кислотам и щелочам. Гидроксид таллия (I). Соли. Соли алюминия в катионной и анионной формах. Кристаллогидраты. Комплексные соединения. Двойные соли. Сравнительная характеристика солей элементов (III). Гидролиз. Соли таллия (I). Окислительно-восстановительные свойства соединений таллия (I) и таллия (III). Токсичность соединений таллия.

неметаллам, воде, кислотам. Отношение бериллия к щелочам. Применение магния. Гидриды. Соединения с кислородом. Оксиды. Гидроксиды. Их структура. Кислотно-основные свойства. Амфотерность гидроксида бериллия. Гидроксид кальция (гашеная известь). Соли. Кристаллогидраты. Соли бериллия в катионной и анионной формах. Комплексные соединения бериллия и магния. Жесткость воды и методы ее устранения. Токсичность соединений бериллия и бария.

3. Общая характеристика s-элементов Особенности строения атомов. Валентность и степени окисления атомов. Ионизационные потенциалы. Характер химических связей и склонность к образованию соединений в катионной форме, комплексообразованию. Свойства простых веществ. Свойства оксидов, пероксидов, гидроксидов. Характер изменения свойств по группе. Особенности свойств s-элементов первого и второго периодов.

6. Общая характеристика d-элементов Строение атомов. Изменение атомных радиусов и ионизационных потенциалов по группам и периодам. Валентность и степени окисления атомов. Изменение по группам устойчивости соединений в высших степенях окисления атомов. Сходство химических свойств элементов по периодам и группам. Особенности свойств-элементов III группы. Особенности изменения свойств-элементов по группам в сравнении с p-элементами. Особенности химических свойств-элементов V и VI периодов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионных и анионных форм, комплексообразованию, образованию соединений со связями Э-О-Э, кластерных соединений. Характерные для большинства элементов физические свойства. Химическая активность и ее изменение по группам, периодам. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов в разных степенях окисления их атомов. Комплексные соединения d-элементов.

4. s-элементы первой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степень окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Особенности лития. Особенности физических свойств щелочных металлов в сравнении с другими металлами. Химическая активность металлов. Ее изменение в ряду литий-цезий. Отношение щелочных металлов к неметаллам, воде, кислотам. Гидриды. Структура. Свойства. Принцип получения. Оксиды. Пероксиды. Надпероксиды. Озониды. Строение. Сравнительная устойчивость. Отношение к воде. Окислитель-восстановительные свойства пероксидов. Гидроксиды. Свойства. Изменение силы оснований в ряду гидроксидов лития-цезия. Принцип промышленного получения гидроксидов натрия и калия, их применение. Меры предосторожности при работе с щелочами. Соли. 5. s-элементы второй группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Возможность образования координационных соединений. Особенности бериллия. Физические и химические свойства металлов. Отношение к 15

7. d-элементы третьей группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к комплексообразованию. Химические свойства простых веществ. Изменения по группе химической активности. Отношение к кислороду, воде, кислотам. Оксиды и гидроксиды. Изменения кислотно-основных свойств гидроксидов в ряду скандий-актиний. Соли. Склонность к образованию солей в катионной и анионной формах. Комплексные соединения. 8. d-элементы четвертой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменения по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и 16

степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионной и анионной форм. Оксосоединения. Склонность к комплексообразованию. Изменения химических свойств по группе. Физические и химические свойства простых веществ. Химическая активность при обычной и высокой температурах. Отношение к кислороду, воде, кислотам и щелочам. Коррозионная устойчивость. Механизм растворения металлов в смеси азотной и плавиковой кислот. Применение титана. Оксиды титана, циркония, гафния (IV). Особенности строения. Свойства. Их отношение к воде, кислотам, щелочам. Перевод в растворимые соединения. Принципы получения. Оксиды титана (II, III). Свойства. Гидроксиды титана, циркония, гафния (IV). Особенности строения. Кислотно-основные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Титанаты. Цирконаты. Гафнаты. 9. d-элементы пятой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионных и анионных форм, комплексообразованию. Изменения химических свойств по группе. Физические и химические свойства простых веществ. Химическая активность при обычной и высокой температурах. Отношение к кислороду, воде, кислотам, щелочам. Отношение к «царской водке», смеси азотной и плавиковой кислот. Применение ванадия. Оксиды ванадия, ниобия, тантала (V). Оксиды ванадия (II, III, IV). Свойства. Гидроксиды ванадия, ниобия, тантала (V). Кислотно-основные свойства гидроксидов. Ванадаты. 10. d-элементы шестой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменения по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Изменения по группе устойчивости соединений в высшей степени окисления атомов. Окислительно-восстановительные свойства соединений в разных степенях окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионной и анионной форм, комплексообразованию. 17

Физические и химические свойства простых веществ. Химическая активность при высокой и обычной температурах. Отношение к кислороду, галогенам, воде, кислотам, щелочам. Применение хрома. Оксиды хрома (II, III, VI). Их сравнительная устойчивость. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Оксиды молибдена и вольфрама (VI). Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Изменения устойчивости, окислительной способности и кислотного характера в ряду оксидов хрома-вольфрама (VI). Гидроксиды хрома (II, III, VI). Состав и особенности строения гидроксида хрома (III). Хромовые кислоты. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения. Молибденовая и вольфрамовая кислоты. Устойчивость, кислотные и окислительные свойства в ряду хромовая – вольфрамовая кислоты. Соли хрома (II). Свойства. Принципы получения. Соли хрома (III) в катионной и анионной формах. Кристаллогидраты. Комплексные соединения. Гидролиз. Соли хрома (VI). Хроматы, полихроматы. Окислительные свойства хроматов и дихроматов. Соли молибдена и вольфрама (VI). Молибдаты и вольфраматы. Окислительные свойства в ряду хроматы-вольфраматы. 11. d-элементы седьмой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменения по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Изменения по группе устойчивости соединений в высшей степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионной и анионной форм, комплексообразованию. Изменения химических свойств по группе. Физические и химические свойства простых веществ. Химическая активность. Отношение к кислороду, воде, кислотам, щелочам. Применение марганца. Оксиды марганца (II, III, IV, VII). Устойчивость, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Оксиды технеция и рения (VI). Кислотно-основные свойства. Гидроксиды марганца (II, III, IV, VII). Устойчивость, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения. Гидроксиды технеция и рения (VII). Cоли марганца (II). Комплексные соединения. Свойства. Соли марганца (III, IV). Соли марганца 18

(VI). Манганаты. Гидролиз. Окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения. Соли марганца (VII). Перманганаты. Окислительные свойства перманганатов в кислой, щелочной и нейтральной средах. Принципы получения. Применение. 12. d-элементы восьмой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменения атомных радиусов и ионизационных потенциалов в рядах железо-никель и железо-осмий. Деление элементов на элементы семейства железа и семейства платиновых. Валентность и степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность элементов к образованию катионной и анионной форм, комплексообразованию. Физические и химические свойства железа, кобальта, никеля. Химическая активность при обычной и высокой температурах. Отношение к кислороду, воде, кислотам, щелочам. Коррозия железа. Нахождение железа в природе. Промышленные методы получения железа, применение железа. Чугун. Сталь. Специальные стали. Оксиды железа, кобальта, никеля. Смешанные оксиды. Свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Гидроксиды железа, кобальта, никеля (II, III). Состав и особенности строения гидроксида железа (III). Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксидов (II, III). Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Соли железа, кобальта, никеля (II). Кристаллогидраты. Двойные соли. Соли железа, кобальта, никеля (III) в катионной и анионной формах, кристаллогидраты. Комплексные соединения железа, кобальта, никеля. Относительная устойчивость простых и комплексных солей железа, кобальта, никеля (II, III). Аква-, аммин-, гидроксо-, циано-, оксалато-комплексы. Физические (особенности кристаллической решетки) и химические свойства платиновых металлов. Химическая активность при обычной и высокой температурах. Отношение к кислороду, водороду, воде, кислотам, щелочам, «царской водке». Применение платины, Pd-катализаторы. Соединения элементов семейства платиновых. Оксиды рутения (IV, VI). Рутенаты. Оксиды осмия (VI, VIII). Осматы. Оксиды и гидроксиды родия и иридия (III). Оксид и гидроксид палладия (II). Оксиды и гидроксиды платины (II, IV). Комплексные соединения платины. Катионные, анионные и нейтральные комплексы платины (II, IV).

19

13. d-элементы первой группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменения по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к образованию катионной и анионной форм, комплексообразованию. Химические свойства простых веществ. Отношение к кислороду, воде, кислотам, щелочам. Растворение золота в «царской водке». Способы добычи золота. Применение металлов. Оксиды меди (I, II), серебра (I, II), золота (I, III). Свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Гидроксиды меди (II), золота (III). Кислотно-основные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Соли меди, серебра, золота (I). Окислительно-восстановительные свойства. Диспропорционирование. Галогенокомплексы. Аммино- и цианокомплексы. Соли меди (II). Кристаллогидраты. Комплексные соединения. Галогено-, циано- и аминокомплексы. 14. d-элементы второй группы Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменения по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Склонность к комплексообразованию. Физические и химические свойства простых веществ. Отношение к кислороду, воде, кислотам, щелочам. Амальгамы. Меры предосторожности при работе со ртутью. Применение металлов. Оксиды цинка и кадмия. Оксиды ртути (I, II). Свойства. Отношение оксидов к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Гидроксиды цинка и кадмия. Кислотно-основные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения. Соли. Кристаллогидраты. Соли цинка в катионной и анионной формах. Соли ртути (I, II). Ион Hg22+. Окислительно-восстановительные свойства солей ртути. Гидролиз солей цинка, кадмия, ртути. Цинкаты. Комплексные соединения. Амино-, циано-, галогенокомплексы. Их устойчивость в ряду цинк-ртуть. 15. f-элементы Общая характеристика элементов. Положение в Периодической системе. Строение атомов. 4f- и 5f-элементы. Изменение атомных радиусов и ионизационных потенциалов по периоду. Валентность 4f- и 5f-эле20

ментов. Внутренняя периодичность свойств. Характер химических связей в соединениях. Склонность к комплексообразованию. Сходство и различие в свойствах 4f- и 5f-элементов. 16. Периодический закон как основа химической систематики Химические элементы. Распространенность элементов в природе. Происхождение элементов. Их миграция в природе. Свойства элементов, являющихся периодической функцией заряда ядра и зависящие от него линейно. Влияние структуры внешних и предвнешних электронных оболочек атомов элементов на устойчивость определенных валентных состояний. Закономерности в изменении устойчивости высших валентных состояний p- и d-элементов по группам. Влияние структуры внешних и предвнешних электронных оболочек атомов элементов на формы и свойства образуемых ими соединений. Вторичная периодичность свойств элементов на примере s-элементов первой и второй групп: изменение атомных и ионных радиусой, ионизационных потенциалов; на примере p-элементов V-VII групп: валентность, координационные числа атомов, формы гидроксидов. Особенности свойств элементов II и V периодов. Простые вещества. Типы структур простых веществ: металлическая, молекулярная, атомная (полимерная). Изменение типов структур простых веществ элементов по группам. Причины образования полимерных структур в простых веществах. Возможность образования аллотропных модификаций. Гидриды. Гидриды ионные, ковалентные, полимерные, нестехиометрические. Гидридокомплексы. Особенности свойств гидридов разного типа. Типы гидридов, характерные для s-, p-, d-, f-элементов. Оксиды. Характер химических связей в оксидах. Особенности строения оксидов: ионные, молекулярные и полимерные структуры. Распространенность этих структур для оксидов s-, p-, d-, f-элементов. Кислотные и основные оксиды. Их отношение к воде, кислотам, щелочам. Окислительно-восстановительные свойства оксидов. Гидроксиды. Гидроксиды ионные, молекулярные, полимерные. Гидроксиды постоянного и переменного состава. Изменение кислотноосновных свойств гидроксидов элементов по периодам и группам в зависимости от степени окисления атомов элемента. Изменение окислительновосстановительных свойств гидроксидов p- и d-элементов по группам. Соли. Соли кислородсодержащих и бескислородных кислот. Образование элементами солей в катионной и анионной формах в зависимости от степени окисления атомов элемента и его положения в Периодической 21

системе. Простые и комплексные соли. Особенности строения солей. Отношение солей к воде. Состав и устойчивость кристаллогидратов. Растворимость и гидролизуемость солей. Термическая устойчивость солей. Влияние природы катиона и аниона на термическую устойчивость и характер термических превращений солей. Характеристика анионов и катионов по способности к реакциям компрексообразования. Сравнительная устойчивость солей и соответвующих им кислот. Комплексные соединения. Склонность элементов к комплексообразованию и образованию молекул и ионов, обладающих свойствами лигандов, в зависимости от положения элементов в Периодической системе. Склонность к комплексообразованию s-, p-, d-, f-элементов.

22

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛАБОРАТОРНЫХ И ПРАКТИЧЕСКИХ ЗАНЯТИЙ

I семестр № Темы Темы недели лабораторных работ практических занятий 1 Правила ТБ. Правила взвешивания. Эквивалент, Установление простейшей формулы закон эквивалентов. сульфида меди Газовые законы 2 Определение эквивалентной массы цинка 3 Семинар «Строение атома и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева» Строение атома. Химическая связь. 4 Семинар «Химическая связь» Комплексные соединения «Комплексные соединения» 5 «Комплексные соединения» 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Растворы Электролитическая диссоциация Гидролиз Произведение растворимости Окислительно-восстановительные реакции Электролиз Гальванический элемент. Коррозия Галогены Водород. Кислород Сера Азот. Фосфор Углерод. Кремний Зачетное занятие

23

II семестр № Темы недели лабораторных работ 1 Щелочные и щелочноземельные металлы 2 Бор. Алюминий 3 Подгруппа титана. Подгруппа ванадия 4 Хром 5 Марганец 6 Железо, кобальт, никель 7 Семинар платиновые металлы 8 Подгруппа меди. Подгруппа цинка 9 Зачет

Растворы рН. Произведение растворимости Окислительно-восстановительные реакции Электролиз Гальванический элемент Контрольная работа

Итоговое занятие

24

Темы практических занятий Элементы IA, IIA групп Работа по карточкам Работа по карточкам Работа по карточкам Коллоквиум 1 Работа по карточкам Работа по карточкам Работа по карточкам Коллоквиум 2 Окислительно-восстановительные реакции

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ВОПРОСЫ К СЕМИНАРСКИМ ЗАНЯТИЯМ

Строение атома и Периодическая система элементов Д.И. Менделева 1. Каково экспериментальное доказательство сложности строения атома? 2. Понятие об энергетических электронных уровнях (постулаты Н. Бора). 3. Волновое уравнение Шредингера. Волновая функция. Плотность вероятности. Радиальная плотность вероятности. 4. Квантовые числа: n, l, mL, mS. Их физический смысл и значения. 5. Принцип Паули. Правило Хунда. 6. Порядок заполнения электронных уровней. Примеры семейства элементов. 7. Периодический закон Д.И. Менделеева с точки зрения строения атома. 8. Что такое период, группа, подгруппа, какие подгруппы являются главными, а какие побочными? 9. Что такое энергия ионизации, потенциал ионизации? Изменение величин энергия ионизации по периодам и группам. 10. Что такое электроотрицательность? Изменение величин электроотрицательности элементов по периодам и группам. 11. Что такое сродство к электрону? Изменение величин сродства к электрону по периодам и группам. 12. Как изменяются свойства атомов (атомные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону) в периоде, группе? 14. Периодичность химических свойств элементов, простых веществ и химических соединений. Изменение валентности по периодам и группам. 15. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по периодам и группам.

Химическая связь. Комплексные соединения 1. Понятие о химической связи. Характеристика связей (длина связи, валентные углы, энергия связи). 2. Ионная связь (ненасыщаемость, ненаправленность ионной связи). 25

3. Ковалентная связь, полярная и неполярная ковалентная связь. Полярность молекул, дипольный момент. 4. Метод валентных связей и его основные положения. Насыщаемость ковалентной связи, направленная валентность в свете теории валентных связей. 5. Гибридизация орбиталей, влияние типа гибридизации на строение молекул. Одинарные и кратные связи. 6. Донорно-акцепторный механизм образования связи. 7. Метод молекулярных орбиталей. Основные положения. Связывающие орбитали, разрыхляющие, порядок заполнения орбиталей электронами. 8. Порядок связи, объяснение магнитных свойств молекул на основе теории молекулярных орбиталей. 9. Сравнение теорий валентных связей и молекулярных орбиталей. 10. Металлическая связь. 11. Водородная связь. 12. Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия. 13. Химическая связь в комплексных соединениях и особенности их строения. Номенклатура комплексных соединений. 14. Типичные комплексообразователи. Координационное число комплексообразователя. Типичные лиганды. Моно- и полидентатные лиганды. 15. Пространственная конфигурация комплексных ионов. Гибридизация атомных орбиталей комплексообразователя и пространственная конфигурация комплексного иона. ТИПЫ ЗАДАЧ И УПРАЖНЕНИЙ

Атомно-молекулярное учение 1. Выразить массу эквивалента химического элемента через атомную массу; массу эквивалента вещества через его молекулярную массу в реакциях обмена (для кислот, оснований, солей) и в окислительно-восстановительных реакциях. 2. Вычислить молекулярную массу газообразного вещества по его плотности относительно водорода (воздуха, других газов). 3. Вычислить молекулярную массу газообразного вещества, если известны его масса и объем при определенной температуре и давлении. 26

Строение электронных оболочек атомов 1. Написать формулы электронных конфигураций внешних оболочек атомов s- и p-элементов; внешних и предвнешних оболочек атомов d-элементов; внешних и третьих снаружи оболочек атомов f-элементов. 2. Написать схемы распределения электронов этих подуровней по атомным орбиталям.

Растворы и реакции в водных растворах 1. Вычислить, сколько соли (безводной и кристаллогидрата) и воды необходимо взять для приготовления заданного количества насыщенного при определенной температуре раствора. 2. Вычислить, сколько соли (безводной и кристаллогидрата) выделится из заданного количества раствора, насыщенного при одной температуре, после его охлаждения до другой температуры. 3. Вычислить концентрации, выраженные другими известными способами для раствора с определенной плотностью, если задана его массовая доля (молярность, нормальность, моляльность, молярная доля растворенного вещества). 4. Вычислить, сколько вещества и воды необходимо взять для приготовления заданного количества раствора определенной концентрации. 5. Вычислить, сколько вещества необходимо взять для приготовления заданного объема раствора определенной молярности (нормальности). 6. Вычислить, сколько миллилитров концентрированной кислоты с определенной массовой долей и плотностью необходимо взять для приготовления заданного объема раствора определенной концентрации. 7. Вычислить, сколько вещества (воды) необходимо добавить к определенному количеству раствора с одной концентрацией и плотностью, чтобы получить раствор с другой концентрацией и плотностью. 8. Вычислить концентрацию ионов в разбавленном растворе сильного (слабого) электролита определенной концентрации. 9. Вычислить рН разбавленного раствора сильной кислоты (основания) определенной концентрации. 10. Вычислить рН раствора слабой кислоты (основания) определенной концентрации. 11. По известному значению рН раствора сильной кислоты (основания) или слабой кислоты (основания) вычислить молярность (нормальность) раствора.

27

12. Вычислить произведение растворимости вещества по его растворимости; растворимость вещества по его произведению растворимости. 13. Оценить возможность образования осадка вещества с известным ПР при сливании заданных количеств растворов определенных концентраций. 14. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза солей по катиону (одно- или многозарядному), по аниону (одно- и многозарядному); гидролиза кислых солей. 15. Написать уравнения реакций совместного гидролиза двух солей. 16. Оценить среду раствора соли. 17. Используя константу диссоциации соответствующих кислот и оснований, сопоставить соли по их склонности к гидролизу.

Окислительно-восстановительные процессы 1. Расставить коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях разных типов. 2. Написать уравнения полуреакций окисления и восстановления для данной окислительно-восстановительной реакции. 3. Вычислить значение редокс-потенциала системы при заданных концентрациях окисленной и восстановленной форм. 4. По редокс-потенциалам оценить направление и полноту протекания окислительно-восстановительной реакции в растворе. 5. По редокс-потенциалам оценить наиболее вероятный продукт окисления (восстановления). 6. Пользуясь справочными данными, подобрать возможный окислитель, восстановитель; сравнить окислительные (восстановительные) свойства ряда веществ. 7. Написать уравнение реакций, протекающих на катоде при электролизе водных растворов кислот, щелочей, солей металлов, стоящих в ряду напряжений до магния; до водорода; после водорода. 8. Написать уравнения реакций, протекающих на инертном (активном) аноде при электролизе водных растворов щелочей, солей с простым и сложным анионами.

28

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Химическая связь 1. Чем объяснить физические свойства веществ различного химического характера, таких, как СО и N2, СО2 и N2О? 2. Постройте энергетические диаграммы молекулярных орбиталей NO, NO-, NO+. Предскажите прочность связей молекулярных ионов и сравните ее с прочностью связи молекулы NO. Предскажите продукты диссоциации молекул и молекулярных ионов. 3. Объясните, почему связь атомов галогенов с углеродом слабее, чем с кремнием? Какие методы применимы для объяснения различия в прочности связей? 4. Углы между связями в молекулах газообразных гидридов элементов VI группы: H2O 105°; H2S 92°; H2Se 91°; H2Te 89°. Объясните различие в числовых значениях валентных углов. 5. В молекулах CH4, NH3 и H2O валентные орбитали центральных атомов находятся в одинаковом гибридном состоянии, однако углы между связями не равны: в CH4 109°; в NH3 107°; в H2O 105°. Почему? 6. Молекула TiF4 имеет тетраэдрическую структуру. Каков тип гибридизации центрального атома? 7. Почему молекула CO2 линейна, а молекула SiO2 имеет тетраэдрическую конфигурацию? 8. Молекулы CF4 имеют форму тетраэдра, СОГ2 и CSГ2 – треугольника, а СО2 , СОS и СS2 – линейные молекулы. Каково гибридное состояние валентных орбиталей атома углерода в этих молекулах? 9. Почему молекулярный ион Не+2 существует, а молекула Не2 не существует? 10. Опишите механизм образования молекулы карбонила никеля, Ni(СО)4, зная, что участвующие в связи орбитали находятся в состоянии sp3-гибридизации, предскажите магнитные свойства молекулы. Нарисуйте ее орбитальную диаграмму. 11. Рассмотрите образование химической связи в соединениях SbH3, SbCl5. Какова конфигурация молекул? Нарисуйте орбитальные диаграммы молекул. 12. Как образуется химическая связь в молекулах SiH4, CS2, C2H4? Какова структура этих молекул? Опишите механизм образования и нарисуйте орбитальные диаграммы этих молекул. 13. Сколько σ- и π-связей в молекулах С2H2 и CO2? Нарисуйте соответствующие орбитальные диаграммы. 29

14. Рассмотрите с позиций метода МО возможность образования молекул В2; F2; BF3. Какая из этих молекул более устойчива? 15. Назовите вещества, обладающие молекулярными, атомными и ионными решетками. Каковы их физические свойства? 16. Чем отличаются металлы от других твердых веществ? Каковы их физические свойства? Что отличает металлическую решетку от других типов решеток?

Комплексные соединения 1. Обсудите предложенные комплексные соединения по плану: а) номенклатура; б) строение; в) диссоциация; г) обсудите образование химической связи, тип гибридизации и конфигурацию данного соединения: 1. [Fe(H2O)6]3+ и [Fe(CN)6]3-; 2. [CoF6]3- и [Co(NH3)6]3+; 3. [Co(NO2)6]4- и [Co(H2O)6]3+; 4. [FeF6]3- и [Fe(NH3)6]3+; 5. [CoF6]3- и [Co(NO2)6]3-; 6. [Co(NH3)6]2+ и [CoF6]4-; 7. [Mn(СN)6]3- и [MnF6]3-; 8. [Ti(H2O)6]3+ и [Ti(NO2)6]3-; 9. [Mn(CN)6]4- и [MnF6]4-; 10. K2[PtCl4] и [Hg(CN)4]2- и [Pt(NH3)2Cl4] ; 11. (NH4)2[Pt(OH)2Cl4] и NH4[Ag(NO2)2 ]. Сравните магнитные свойства ионов: а) [Fe(CN)6]3- и б) [Fe(CN)6]4-. 2. Изобразите схему расщепления электронов на d-подуровне центрального атома в комплексе [Cr(CN)6]3-. Каковы магнитные свойства этого иона? 3. Какой тип гибридизации А.О. реализуется в ионе [FeF6]4-, если значение магнитного момента свидетельствует о наличии в нем четырех неспаренных электронов? 4. Известно, что ион [Fe(CN)6]4- диамагнитен. Укажите тип гибридизации центрального иона, нарисуйте орбитальную диаграмму комплекса. 5. Известно, что ион [Ni(CN3)4]2+ парамагнитен. Укажите тип гибридизации центрального иона, нарисуйте орбитальную диаграмму. 6. Одинаковы ли пространственные структуры диамагнитного иона [NiCl4]2- и парамагнитного иона [PdCl4]2-? Каков тип гибридизации в данных соединениях. Нарисуйте орбитальные диаграммы соответствующих комплексных ионов. 30

ВОПРОСЫ К КОЛЛОКВИУМАМ

Коллоквиум 1 Основные 1. Общая характеристика элементов группы IA. Их физические и химические свойства. Особенности химических свойств Li. 2. Соединения щелочных металлов с водородом и кислородом, их строение, свойства. 3. Свойства гидроксидов и солей щелочных металлов. 4. Общая характеристика элементов группы IIA. Их физические и химические свойства. 5. Особенности химических свойств Be и его соединений (амфотерность, комплексообразование, гидролиз). Свойства магния и его соединений, гидролиз солей магния, свойства гидроксида магния. 6. Соединения щелочноземельных металлов с водородом и кислородом. 7. Гидроксиды и соли щелочноземельных металлов, жесткость воды и способы ее устранения. 8. Общая характеристика элементов подгруппы алюминия. Особенности свойств алюминия. 9. Кислородные и водородные соединения алюминия. 10. Гидролиз солей алюминия, соли алюминия: двойные соли, алюминаты. Химические свойства иона AI3+ (состояние в водном растворе, гидролиз, комплексообразование). 11. Свойства элементарного бора, характер химических связей в соединениях бора. 12. Кислородсодержащие соединения бора: оксид, кислоты, соли. Их строение, свойства. 13. Гидриды бора: строение, свойства, способы получения. Тип химических связей в гидридах бора. 14. Общие свойства элементов подгруппы титана. Изменения свойств в подгруппе. 15. Свойства TiO2, α- и β-титановая кислота, ее свойства. Свойства солей титана в водных растворах. 16. Общие свойства элементов подгруппы ванадия, изменения свойств в подгруппе. 17. Оксиды, гидроксиды и соли ванадия (II, III, IV, V), их свойства. Окраска водных растворов ванадия. 31

Дополнительные 1. Почему химическая активность возрастает от Li к Cs? 2. Почему соли Li гидратированы, а соли остальных металлов группы IА в основном безводны? 3. Рассмотрите расположение Li в электрохимическом ряду напряжений. Объясните кажущуюся аномалию по сравнению с положением Li в Периодической системе (в группе). 4. Через водный раствор гидроксида натрия пропускают следующие газообразные вещества: а) хлор; б) хлороводород; в) сероводород; г) диоксид углерода. Укажите продукты протекающих реакций. 5. Почему координационное число Ве – 4, а Mg – 6? Укажите тип гибридизации. 6. Какая соль дает более кислый раствор – BeCl2 или CaCl2, можно ли их выделить из водного раствора? А MgCl2? 7. Mg(ClO4)2 и CaCl2 – прекрасные осушители. Почему? Можно ли их использовать для осушения аммиака? 8. Использование соединений Са, Mg в строительном деле. 9. Почему при пропускании СО2 через раствор хлорида кальция осадок CaCO3 не выпадает, а при пропускании СО2 через раствор гидроксида кальция – выпадает? 10. Как более верно записать гидроксид бора: B(OH)3 или H3BO3? Ответ обосновать. 11. Какое строение имеет AlCl3? Почему это соединение является кислотой Льюиса? Где его применяют? 12. Как отличить известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция) от баритовой воды (насыщенный раствор гидроксида бария)? Выбор реактивов неограничен. 13. Запишите уравнения реакций, соответствующих превращениям: а) Na – Na2O2 – Na2O – NaOH – NaCl – Na; б) Al2O3 – NaAlO2 – Al2(SO4)3 – Al(OH)3 – Al2O3; в) B – H3BO3 – Na2B4O7 – H3BO3 – B2O3 – B; г) Be – BeCl2 – Be(OH)2 – (NH4)2[Be(CO3)2]. 14. В чем причина близости химических свойств циркония и гафния? 15. Существование каких ионов Ti4+, [Ti(H2O)6]4+, TiO2+, [TiCI6]2или полимерных соединений, содержащих цепи | | | OH | – Ti – O – Ti – и – Ti Ti – , | | | OH | 32

наиболее вероятно в водном растворе TiCI4? Как влияет среда на устойчивость тех или иных ионов? 16. Чем объяснить, что гафний, нерастворимый в соляной кислоте (кислота сильная), растворяется в плавиковой (кислота слабая)? 17. Как перевести оксиды TiO2 и ZrO2 в растворимые в воде соединения?

Коллоквиум 2 Основные 1. Общие свойства элементов подгруппы Сr, способы получения хрома и феррохрома. 2. Свойства соединений Cr2+ и Cr3+: оксиды, гидроксиды. Хромовый ангидрид, его получение, свойства. 3. Хроматы, бихроматы, их свойства, взаимный переход, образование полихроматов. Окислительные свойства хроматов, бихроматов (условия проведения окислительно-восстановительных реакций, величина окислительно-восстановительного потенциала). 4. Оксиды и кислоты Mo (VI) и W (VI). 5. Элементы подгруппы марганца. Общие свойства, изменения свойств в подгруппе. Физические и химические свойства Mn, Tc, Re. 6. Соединения Mn+2 , Mn+3 , Mn+4. Свойства оксидов, гидроксидов, солей. 7. Соединения Mn+6. Условия получения манганатов, их свойства. Условия диспропорционирования манганатов. Соединения Mn+7. Окислительные свойства KMnO4 при различных значениях рН. Свойства KMnO4, Mn2O7. 8. Общая характеристика элементов триады железа. Изменения химических свойств при переходе от железа к никелю. Физические и химические свойства железа, кобальта, никеля. 9. Оксиды и гидроксиды железа, кобальта, никеля. 10. Соли элементов триады Fe (II). Соли элементов триады Fe(III). 11. Комплексные соединения железа, кобальта, никеля. 12. Общие свойства элементов подгруппы меди. Изменения свойств в подгруппе. 13. Оксиды меди (I, II), серебра (I, II), золота (I, III). Свойства. 14. Гидроксиды меди (II), золота (III). Принципы получения. 15. Соли меди, серебра, золота (I). Окислительно-восстановительные свойства. Соли меди (II). Соли золота (III). 16. Комплексные соединения меди, серебра, золота. 33

Дополнительные 1. Как изменяются кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства в рядах: CrO-Cr2O3-CrO3 и Cr(OH)2-Cr(OH)3-H2CrO4? 2. Почему нельзя осадить гидроксид хрома (III) большим избытком щелочи? Можно ли осадить это соединение раствором аммиака? 3. Предложить методику получения сульфида хрома (III). Можно ли для этой цели использовать обменные реакции в водном растворе? 4. Закончите реакции: а) NaCrO2 + PbО2 + NaOH --б) K2Cr2O7 + C2H5OH + H2SO4 --в) Cr(NO3)3 + K2S2O8 + H2O --5. Подобрать окислитель и восстановитель и написать уравнения: а) Mn+2 --- Mn+4 ж) Mn+4 --- Mn+6 +2 +6 б) Mn --- Mn з) Mn+4 --- Mn+7 +2 +7 в) Mn --- Mn и) Mn+6 --- Mn+7 +4 +2 к) Mn+7 --- Mn+6 г) Mn --- Mn +6 +2 д) Mn --- Mn л) Mn+7 --- Mn+4 +7 +2 м) Mn+6 --- Mn+4 е) Mn --- Mn 6. Почему растворы KMnO4 рекомендуется хранить в темной посуде? Что происходит в подкисленном растворе KMnO4 при длительном хранении? 7. Как объяснить, что Fe, Сo, Ni, имеющие различное количество электронов на (n-1) d-орбиталях, близки по наиболее характерным валентным состояниям? 8. Объяснить, почему при добавлении щелочи к водному раствору [Ni(NH3)6]Cl2 выпадает осадок гидроксида никеля, а при добавлении щелочи к раствору K2[Ni(CN)4] осадок не образуется? 9. Какое основание сильнее - [Ni(NH3)6](OH)2 или Ni(OH)2? Какова причина этого различия? 10. Как объяснить, что железо, не растворяющееся в воде, может растворяться в водном растворе Mg2+, Sb3+, AI3+, но не растворяется в водных растворах [Sb(OH)6]3–, [AI(OH)6]3–?

34

КАРТОЧКИ ДЛЯ ПРОВЕРКИ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ

Карточка 3 1. Чему равно максимальное число электронов на подуровне n = 4, l = 3?

Строение атома и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Карточка 1 1. Указать значение магнитного квантового числа для р-электронов. 1) 0 2) –2, –1, 0, +1, +2 3) –1, 0, +1 4) –3, –2, –1, 0, +1, +2,+3 2. Какому элементу отвечает следующее строение последних квантовых слоев 3s2 3p6 3d3 4s2? 1) P 2) V 3) Ga 4) Ni 3. К какому семейству относится элемент, имеющий следующее расположение электронов на внешнем энергетическом уровне 4s2 4p3? 1) s 2) f 3) d 4) p 4. Сколько энергетических уровней содержит электронная оболочка атома с числом протонов – 30? 1) 2 2) 3 3) 4 4) 5 5. Какая конфигурация отвечает атомам бора в возбужденном состоянии? 1) 1s2 2s2 2) 1s2 2s1 2p1 2 1 2 3) 1s 2s 2p 4) 1s2 2s2 2p1 6. Сколько е находится на 4f-подуровне атома Pb? 1) 14 2) 6 3) 10 4) 2 Карточка 2 1. Чему равно максимальное число электронов на подуровне n = 3, l = 2? 1) 6е 2) 18е 3) 2е 4)10е 2. Назвать элемент, имеющий формулу [KL] 3s2 3p3. 1) Be 2) N 3) Al 4) P 3. К какому семейству относится элемент с порядковым номером 20? 1) s 2) p 3) d 4) f 4. У какого из элементов содержится в электронной оболочке атома 3 свободные d-орбитали? 1) Fe 2) Ti 3) Mn 4) Mo 5. Какой ион имеет электронную структуру благородного газа? 1) Ni2+ 2) Cr3+ 3) Ag+ 4) Mn2+ 6. Сколько е находится на 3d-подуровне атома Co? 1) 0 2)7 3) 2 4) 6 35

1) 18е– 2) 8е– 3) 14е– 4) 6е– 2. Назовите элемент, последний электрон которого занял подуровень 3d6. 1) Se 2) V 3) Fe 4) Mn 3. Какой из перечисленных металлов относится к p-элементам? 1) Mg 2) Cd 3) Ge 4) Ce 4. Сколько энергетических уровней содержит электронная оболочка атома с числом протонов – 68? 1) 3 2) 4 3) 5 4) 6 5. Сколько валентных электронов имеет атом сурьмы в возбужденном состоянии? 1) 3 2) 4 3) 5 4) 6 6. Сколько е находится на 5d-подуровне атома Zr? 1) 0 2) 6 3) 1 4) 4 Карточка 4 1. Укажите формулу для расчета максимального числа электронов на энергетическом уровне. 1) 2l + 1 2) 2(2l + 1) 3) 2n2 4) n2 2. Какая из конфигураций валентных электронов соответствует электронейтральным атомам Ni? 1) 3d5 4s2 2) 3d7 4s2 3) 3d8 4s2 4) 3d6 4s2 3. К какому семейству относится элемент с порядковым номером 72? 1) s 2) d 3) p 4) f 4. Какой из элементов имеет на предпоследнем энергетическом уровне 18 электронов, а на внешнем – 1? 1) Hg 2) Cr 3) Cu 4) Ni 5. У какого из перечисленных элементов в возбужденном состоянии в образовании валентных связей участвует наименьшее число электронов? 1) I 2) C 3) S 4) P 6. Сколько е находится на 5s-подуровне атома Au? 1) 0 2) 2 3) 1 4) 3

36

Карточка 5 1. На каком из подуровней магнитное квантовое число может иметь пять значений: +2, +1, 0, –1, –2? 1) p 2) s 3) d 4) f 2. Какому элементу соответствует следующее строение последних квантовых слоев: 6s2 4f6? 1) Os 2) Eu 3) Pu 4) Sm 3. Какой из перечисленных металлов относится к d-элементам? 1) Ca 2) Pb 3) Ge 4) Nb 4. У какого из элементов наполовину заполнены р-орбитали? 1) Br 2) Bi 3) Xe 4) Se 5. У какого из элементов в невозбужденном состоянии в образовании валентных связей участвует наибольшее число электронов? 1) Be 2) Al 3) N 4) F 6. Сколько е находится на 5f-подуровне атома Au? 1) 0 2) 4 3) 1 4) 10 Карточка 6 1. Укажите значение l для р-электронов: 1) О 2) 3 3) 1 4) 2 2. Какому элементу отвечает следующее строение последних квантовых слоев 5s2 4d2? 1) Hf 2) Ti 3) Zr 4) Sn 3. К какому семейству относится элемент с порядковым номером 97? 1) p 2) f 3) s 4) d 4. На каком энергетическом уровне не может быть d-электронов? 1) 5 2) 3 3) 2 4) 5 5. Какова электронная формула Ti в возбужденном состоянии? 1) 3d2 4s2 2) 3d2 4s1 4p1 1 2 1 4) 3d3 4s1 3) 3p 3d 4p 6. Сколько е находится на n = 3 в атома Ni? 1) 16 2) 7 3) 18 4) 8

37

Химическая связь. Комплексные соединения Карточка 1 1. Какая из молекул построена по типу ионной связи? 1) AsH3 2) NO2 3) CsF 4) H2Se 2. Каков тип гибридизации в молекуле, если угол между связями – 900? 1) sp 2) sp2 3) p3 4) sp3 3. Какое соединение имеет тетраэдрическую форму? 1) BF3 2) [BF4]– 3) CO32– 4) PCl5 4. Какая из связей наименее полярна? 1) CO2 2) ClF 3) OF2 4) NF3 5. Сколько электронов на связующих p-орбиталях в молекуле С2? Определить порядок связи. 1) 4 2) 2 3) 6 4) 8 6. Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в комплексном соединении Na3[Ag(S2O3)2]. 1) +1, 4 2) +2, 4 3) +4, 6 4) +3, 6 5) +3, 4 7. Какова величина и знак заряда комплексного иона? Определите тип гибридизации комплексообразователя [Co+3(NO2)4(NH3)2]. 1) –1 2) 0 3) –2 4) +2 Карточка 2 1. В каком веществе имеется водородная связь? 1) H2S 2) HF 3) AsH3 4) SeH2 2. Укажите тип гибридизации в молекуле BF3, если угол между связями равен 1200? 1) sp 2) sp2 3) sp3 4) p3 3. Какова пространственная структура PH3? 1) пирамида 2) тетраэдр 3) плоская 4) угловая 4. Какая из связей наиболее полярна? 1) NCl3 2) CCs2 3) ICl5 4) NF 5. Сколько электронов находится на связующих p-орбиталях в молекуле N2? Определить порядок связи. 1) 0 2) 2 3) 6 4) 4 6. Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в комплексном соединении [Pt(NH3)2Cl2]. 1) +1, 4 2) +2, 4 3) +4, 6 4) +3, 6 5) +3, 4 7. Какова величина и знак заряда комплексного иона? Определите тип гибридизации комплексообразователя [Pt+2(CN)2(NH3)2]. 1) +1 2) 0 3) –2 4) +2 38

Карточка 3 1. В каких из перечисленных молекулах образовалась ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму? 1) NH4+ 2) CH4 3) BeCI2 4) CO32– 2. Указать тип гибридизации в молекуле BeF2, если угол между связями равен 180°. 1) sp2 2) sp3 3) p3 4) sp 3. Какова пространственная структура SO2? 1) линейная 2) пирамида 3) тетраэдр 4) угловая 4. В какой молекуле полярность связи наибольшая? 1) CO2 2) SiCl4 3) ClF3 4) IBr 5. Сколько электронов находится на разрыхляющих π-орбиталях в молекуле О2? Определить порядок связи. 1) 0 2) 2 3) 4 4) 6 6. Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в комплексном соединении [Cu(NH3)4]SO4. 1) +1, 4 2) +2, 4 3) +4, 6 4) +3, 6 5) +3, 4 7. Какова величина и знак заряда комплексного иона? Определите тип гибридизации комплексообразователя [Hg+2(SCN)4]. 1) +1 2) 0 3) –2 4) +2 Карточка 4 1. В каких соединениях имеется π-связь? 1) CH4 2) C3H8 3) CCl4 4) C2H2 2. Указать тип гибридизации в молекуле BF3, если угол равен 1200. 1) sp 2) sp3 3) sp2 4) p3 3. Какова пространственная структура SiF4? 1) линейная 2) плоская 3) тетраэдр 4) пирамида 4. В какой молекуле прочность связи наибольшая? 1) HI 2) HBr 3) HCl 4) HF 5. Сколько электронов находится на связующих π-орбиталях в молекуле В2? Определить порядок связи. 1) 2 2) 4 3) 0 4) 6 6. Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в комплексном соединении [PtCl2(NH3)4]Cl2. 1) +1, 4 2) +2, 4 3) +4, 6 4) +3, 6 5) +3, 4 7. Какова величина и знак заряда комплексного иона? Определите тип гибридизации комплексообразователя [Zr+4(OH)6]. 1) +1 2) 0 3) –2 4) +2

39

Карточка 5 1. Какое из простых веществ образовано за счет 3-электронных пар? 1) F2 2) Br2 3) N2 4) O2 2. Какой тип гибридизации наблюдается в соединении [BF4]– ? 1) sp3 2) sp2 3) sp 4) p2 3. Какова пространственная структура H2S? 1) линейная 2) угловая 3) тетраэдр 4) пирамида 4. Какая связь характеризуется наибольшей степенью ионности? 1) K – Cl 2) Ca – Cl 3) AI – Cl 4) Ge – Cl 5. Сколько электронов находится на разрыхляющих π-орбиталях в молекуле N2? Определить порядок связи. 1) 6 2) 2 3) 0 4) 4 6. Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в комплексном соединении Na2[Fe(CN)5H2O]. 1) +1, 4 2) +2, 4 3) +4, 6 4) +3, 6 5) +3, 4 7. Какова величина и знак заряда комплексного иона? Определите тип гибридизации комплексообразователя [Fe+3(Br)(H2O)5]. 1) +1 2) 0 3) –2 4) +2 Карточка 6 1. В каких соединениях связи образованы только по обменному механизму? 1) KF 2) NH3 3) [Cu(NH3)4]2+ 4) BaCl2 2 2. В какой из молекул sp гибридизация? 1) BeCl2 2) CH4 3) BCl3 4) BaCl2 3. Какова пространственная структура СО2? 1) линейная 2) угловая 3) тетраэдр 4) пирамида 4. В какой молекуле прочность связи Н - Э выше? 1) H2Te 2) H2S 3) H2Se 4) H2O 5. Сколько электронов находится на связующих π-орбиталях в молекуле О2? Определить порядок связи. 1) 2 2) 4 3) 0 4) 6 6. Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в комплексном соединении K2[Cr(CN)5H2O]. 1) +1, 4 2) +2, 4 3) +4, 6 4) +3, 6 5) +3, 4 7. Какова величина и знак заряда комплексного иона? Определите тип гибридизации комплексообразователя [Co+2(NO2)(NH3)5]. 1) +1 2) 0 3) –2 4) +2

40

РЕКОМЕНДАТЕЛЬНЫЙ БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК Основная литература Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учеб. 2-е изд., перераб. и доп. М.: Высш. шк., 2001. 743 с. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учеб. 2-е изд., перераб. и доп. М.: Высш. шк., 1997. 528 с. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1981. Зубович И.А. Неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1989. 430 с. Николаев Л.А. Общая и неорганическая химия. М.: Просвещ., 1983. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высш. шк., 1997. 380 с.

СПИСОК ОБУЧАЮЩИХ ПРОГРАММ НА ПЕРСОНАЛЬНЫХ КОМПЬЮТЕРАХ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ 1. Строение атома. 2. Периодическая система элементов. 3. Комплексные соединения. 4. Гидролиз. 5. Окислительно-восстановительные реакции. 6. Производство серной кислоты. 7. Щелочные и щелочноземельные элементы. 8. Бор. 9. Тест - 1 (по неорганической химии). 10. Тест - 2 (по неорганической химии).

Дополнительная литература Уэллс А. Структурная неорганическая химия: В 3 т. М.: Мир, 1987. Т. 1–3. Коттон А., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. М.: Мир, 1979. 678 с. Хьюи Дж. Неорганическая химия. Строение вещества и реакционная способность. М.: Химия, 1987. 695 с. Полторак О.М., Ковба Л.М. Физико-химические основы неорганической химии: Учеб. пособие. М.: Изд-во МГУ, 1984. 288 с. Воробьева О.И., Лавут Е.А., Тамм Н.С. Вопросы, упражнения и задачи по неорганической химии: Учеб. пособие. М.: Изд-во МГУ, 1985. 175 с. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1984. 263 с. Мартыненко Л.И., Спицын В.И. Избранные главы неорганической химии: Учеб. пособие: В 2 вып. М.: Изд-во МГУ, 1986–1988. Вып. 1–2. Мартыненко Л.И., Спицын В.И. Методические аспекты курса неорганической химии. М.: Изд-во МГУ, 1983. 185 с.

41

42

ОГЛАВЛЕНИЕ ПРЕДИСЛОВИЕ ........................................................................................... 3 УЧЕБНАЯ ПРОГРАММА Содержание курса I семестр ......................................................................................................... 4 II семестр ...................................................................................................... 14

Учебное издание

Тематический план лабораторных и практических занятий I семестр ....................................................................................................... 23 II семестр ...................................................................................................... 24 МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ Вопросы к семинарским занятиям Строение атома и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева ......................................................................... 25 Химическая связь. Комплексные соединения ............................................. 25 Типы задач и упражнений Атомно-молекулярное учение ...................................................................... 26 Строение электронных оболочек атомов ................................................. 27 Растворы и реакции в водных растворах .................................................. 27 Окислительно-восстановительные процессы ........................................... 28 Контрольные задания Химическая связь .......................................................................................... 29 Комплексные соединения ............................................................................. 30

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Учебная программа и методические указания для студентов химического факультета специальности «Химическая технология природных энергоносителей и углеродных материалов»

Составитель Голованова Ольга Александровна

Вопросы к коллоквиумам Коллоквиум 1 ................................................................................................. 31 Коллоквиум 2 ................................................................................................. 33 Карточки для проверки самостоятельной работы студентов Строение атома и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева ......................................................................... 35 Химическая связь. Комплексные соединения .............................................. 38

Технический редактор Е.В. Лозовая Редактор Е.В. Коськина Дизайн обложки З.Н. Образова

Рекомендательный библиографический список .................................. 41

Подписано в печать 17.08.05. Формат бумаги 60х84 1/16 Печ. л. 2,75. Уч.-изд. л. 3,5. Тираж 200 экз. Заказ 417

Список обучающих программ на персональных компьютерах по неорганической химии ......................................................................... 42 43

Издательство ОмГУ 644077, г. Омск, пр. Мира, 55-а, госуниверситет