Общая и неорганическая химия: Рабочая программа, задания на контрольные работы

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования СЕВЕРО-ЗАПАДНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЗАОЧНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра химии и охраны окружающей среды

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ЗАДАНИЕ НА КОНТРОЛЬНУЮ РАБОТУ

Факультет технологии веществ и материалов Направления и специальности подготовки дипломированного специалиста: 655000 – химическая технология органических веществ и топлива 250100 – химическая технология органических веществ 654900 - химическая технология неорганических веществ и материалов 250200 - химическая технология неорганических веществ Направление подготовки бакалавра 550800 – химическая технология и биотехнология

Санкт-Петербург 2004

Утверждено редакционно-издательским советом университета

УДК 546(07) ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМЯ: Рабочая программа, задания на контрольные работы. – СПб.: СЗТУ, 2004. – 104 с. Рабочая программа разработана в соответствии с требованиями государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования по направлениям подготовки дипломированных специалистов: 655000 – «Химическая технология органических веществ и топлива»; 654900 – «Химическая технология неорганических веществ и материалов» (специальности: 250100 – «Химическая технология органических веществ»; 250200 – «Химическая технология неорганических веществ»), и направлению подготовки бакалавра 550800 – «Химическая технология и биотехнология». Методический сборник содержит рабочую программу, тематический план лекций, темы лабораторных работ, библиографический список, пример тестового задания. Методический комплекс предназначен для студентов 1 курса специальностей 250100 и 250200, изучающих дисциплину «Общая и неорганическая химия». Рассмотрено на заседании кафедры химии и охраны окружающей среды 22 сентября 2003 г., одобрено методической комиссией факультета технологии веществ и материалов 25 сентября 2003 г. Рецензенты: кафедра химии и охраны окружающей среды СЗТУ (зав. кафедрой Г. С. Зенин, д-р техн. наук, проф.); М. Ю. Скрипкин, канд. хим. наук, доц. кафедры неорганической химии СПбГУ. Составители: А. Н. Студеников, канд. хим. наук, ст. преп.; Н. Ф. Волынец, канд. хим. наук, доц.

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2004 2

1. ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ Химику-технологу необходимы прочные знания по общей и неорганической химии в объеме, достаточном для решения производственных и научнотехнических задач, в том числе задач по созданию веществ и материалов с заданными свойствами. Целью преподавания дисциплины является общетеоретическая подготовка студентов с учетом современного уровня развития химической науки, обеспечение научного базиса для дальнейшей профессиональной подготовки, развитие у студентов навыков самостоятельной работы с учебной и научной литературой. В процессе изучения курса общей и неорганической химии студент обязан: - усвоить современные представления о строении вещества, о зависимости свойств веществ от положения составляющих их элементов в Периодической системе и характера химической связи применительно к задачам технологии органических и неорганических веществ; - научиться понимать природу химических реакций, используемых в производстве химических веществ, усвоить кинетический и термодинамический подход к описанию химических процессов с целью оптимизаций их практического осуществления с наибольшим выходом и наименьшими затратами; - изучить важнейшие химические свойства неорганических веществ и получить представления об использовании этих знаний при создании экологически чистых, малоотходных и безотходных технологий. Освоение общей и неорганической химии основывается на знаниях, полученных в школьных курсах химии, физики, математики. Данный курс является базовым для следующих изучаемых позднее дисциплин: «Аналитическая химия», «Физическая химия», «Кристаллография и минералогия», «Рентгенография», «Коррозия и защита металлов», «Охрана труда и экология».

3

2. СТРУКТУРА ДИСЦИПЛИНЫ Структура учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия» представлена в виде блок-схемы: ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

СОСТАВ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

МОЛЕКУЛА

ПРЕВРАЩЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

АТОМ

(химическая связь)

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

(периодический закон)

ВЕЩЕСТВО (межмолекулярное взаимодействие)

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

СВОЙСТВА ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ

4

3. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ 3.1. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА (272 часа) 3.1.1. ЧАСТЬ I. ТЕОРЕТИЧЕСИЕ ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ (130 часов) 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ (10 часов) [1], с.8…21; [2], с.10…16 Место химии в системе естественных наук. Краткий исторический очерк развития химии. Материя и движение. Химическая форма движения материи. Атомно-молекулярное учение. Атом, молекула, химический элемент. Атомная масса, относительная атомная масса. Массовое число изотопа, изотопный состав элементов. Изобары, изотоны. Молекулярная масса, относительная молекулярная масса. Моль - единица количества вещества. Молярная (мольная) масса. Эквивалент, эквивалентная масса. Закон сохранения массы. Законы стехиометрии, их ограниченность. Закон постоянства состава. Закон Авогадро. Закон эквивалентов. Закон идеальных газов. Элементы и простые вещества. Чистые вещества и смеси. 2. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА (50 часов) 2.1. Строение атома (10 часов) [1], с.32…54; [2], с.17…26; [3], с.16…27 Атом как наименьшая частица химического элемента. Постоянная Авогадро. Абсолютные массы атомов. Оценка размеров атома с помощью постоянной Авогадро. Ядерная модель строения атома. Составные части атома - ядро и электроны, их заряды и масса. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Уравнение Планка. Неприменимость законов классической физики к движению микрообъектов. Двойственная природа света. Корпускулярно-волновой дуализм. Экспериментальные доказательства волновой природы материальных частиц. Уравнение Де Бройля. Понятие о квантовой механике. Уравнение Шредингера для стационарных состояний. Свойства волновой функции. Физический смысл ⏐ψ2⏐. Соотношение неопределенностей Гайзенберга. Квантово-механическая модель строения атома. Применение уравнения Шредингера для описания атома водорода. Квантовые числа, их физический смысл. Атомные орбитали (АО). Формы электронных облаков для s-, p-, dсостояний. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Правило Хунда. Ем5

кость электронных оболочек. Эффекты экранирования и проникновения к ядру. Принцип минимума энергии. Последовательность заполнения энергетических уровней электронами в многоэлектронных атомах. Правила Клечковского. Энергия (потенциал) ионизации атомов и ионов. Сродство к электрону. 2.2. Периодический закон Д. И. Менделеева и строение атома (10 часов) [1], с.21…31; [2], с.27…34; [3], с.27…45 История открытия Д. И. Менделеевым периодического закона. Закон Мозли. Современная формулировка периодического закона. Периодическая таблица элементов как графическое выражение периодического закона. Структура периодической системы. Периоды, группы, подгруппы. Изменение химических свойств элементов в периодической системе (вертикальная, горизонтальная и диагональная аналогии). Способы предсказания свойств неизученных веществ на основе периодического закона и методов сравнительного расчета. Изменение по периодам и группам основных атомных характеристик: атомного радиуса, энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности. Периодическая система и ее связь со строением атомов элементов. Особенности электронного строения атомов в главных и побочных подгруппах, в семействах актиноидов и лантаноидов. Электронные семейства s- , p-, d- и f-элементов. Элементарные сведения о формах и свойствах химических соединений. Понятие о степени окисления атомов в химических соединениях. Ионные pадиусы и их зависимость от электронного строения и степени окисления. Координационное число. Соединения, содержащие связи Э—О—Н и Э—Н, кислотно-основные свойства данных веществ и их зависимость от степени окисления и ионных радиусов элементов. Амфотерные соединения. Изменение кислотноосновных свойств соединений по группам и периодам периодической системы. Общенаучное и философское значение периодического закона Д. И. Менделеева. 2.3. Строение молекул и химическая связь (10 часов) [1], с.54…90; [2], с.35…71; [3], с.46…107 Молекулы, ионы и свободные радикалы. Исторические сведения о развитии представлений о валентности и природе химической связи. Теория Бутлерова как основа учения о строении молекул. Изомерия. Основные характеристики химической связи - длина, направленность, прочность. Валентные углы. Модель локализованных электронных пар. Энергия разрыва связи. Методы исследования структуры вещества (дифракционные методы, методы молекулярной спектроскопии, ЯМР). Эффективный заряд атома в молекуле. Электрический момент диполя и структура молекул. Влияние полярности молекул на свойства веществ. Полярная и неполярная ковалентная связь. Ионная связь как предельный 6

случай полярной ковалентной связи. Характерные свойства ковалентной и ионной связей. Свойства соединений с ковалентной и ионной связями. Квантово-механическая интерпретация механизма образования ковалентной связи. Спиновая теория валентности. Основные положения метода валентных связей (метода ВС). Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации (sp-, sp2-, sp3-): состав и стереохимия молекул. Ординарные и кратные ковалентные связи; σ-, π- и δ-связи. Делокализованные π-связи. Донорно-акцепторный механизм образования связи. Основные положения метода молекулярных орбиталей (метод МО). Одноэлектронное приближение. Метод МО ЛКАО (линейная комбинация атомных орбиталей). Связывающие и разрыхляющие орбитали, σ- и π-молекулярные орбитали. Молекулярные диаграммы в гомонуклеарных и гетеронуклеарных молекулах и ионах. Энергетические диаграммы. Парамагнетизм и диамагнетизм. Порядок связи. Изоэлектронные молекулы. Связь в электронодефицитных молекулах. Сравнение методов ВС и МО. Ионная связь. Электростатическое взаимодействие ионов. Силы отталкивания между разноименными ионами на близких расстояниях. Области применения ионной модели. Поляризация ионов и их поляризующее действие; влияние указанных факторов на свойства веществ. 2.4. Комплексные соединения (10 часов) [1], с.484…500; [2], с.71…81; [3], с.107…113 Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Комплексообразователь, лиганды, координационное число. Внутренняя и внешняя сферы комплекса. Способность элементов к комплексообразованию в зависимости от их положения в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Общие сведения о комплексных соединениях, их классификация, номенклатура. Изомерия комплексных соединений. Взаимное влияние лигандов. Транс-влияние. Хелатные соединения, их особенности. Сэндвич-соединения. Объяснение образования и строения комплексов с помощью электростатических представлений. Квантово-механические методы трактовки химической связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей. Внешне- и внутриорбитальные комплексы. Понятие о теории кристаллического поля. Взаимное расположение лигандов и атомных орбиталей комплексообразователя в октаэдрическом и тетраэдрическом поле лигандов; энергия расщепления; dε- и dγ.-уровни, спектрохимический ряд лигандов. Высоко- и низкоспиновые комплексы. Окраска комплексов. Искажение правильных структур комплексов. Эффект Яна-Теллера. Применение метода молекулярных орбиталей к комплексам. Молекулярные орбитали октаэдрических комплексов. Комплексы с πсвязями. Дативные связи в комплексах. Водородная связь. Природа и особенности водородной связи. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Влияние водородной связи на свойства веществ. Межмолекулярные взаимодействия. Ориентационные, 7

индукционные и дисперсионные взаимодействия. Уравнение Леннарда-Джонса. Кривые энергии межмолекулярного взаимодействия. 2.5. Строение и свойства веществ в конденсированном состоянии. Дисперсные системы (10 часов) [1], с.91…161; [2], с.82…112; [3], с.114…152 Агрегатные состояния как проявление взаимодействий между частицами. Твердое, жидкое, газообразное и плазменное состояния веществ. Переход жидкость-газ; критическая точка. Жидкое состояние; строение, ближний порядок. Водородная связь и структура жидкости. Структура воды. Кристаллическое состояние. Особенности кристаллов. Основные элементы симметрии. Кристаллические классы и системы. Изоморфизм и полиморфизм. Нестехиометрические соединения. Клатраты. Атомная, ионная, молекулярная и металлическая решетки. Зависимость свойств кристаллических веществ от типа химической связи. Дефекты решетки и их влияние на свойства веществ. Металлическое состояние и его особенности. Понятие о зонной теории кристаллов. Проводники, полупроводники и диэлектрики. Влияние примесей и отклонений от стехиометрии на проводимость полупроводников. Основные структурные типы веществ вида АВ и АВ2. Энергетика образования ионных решеток. Цикл Борна-Габера. Уравнение Борна. Аморфное состояние, его особенности. Жидкие кристаллы. Дисперсные системы, влияние размеров частиц на тип образуемых ими систем. Гомогенные и гетерогенные системы. Адсорбция, ее закономерности. Хроматография. 3. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ (30 часов) 3.1. Основы химической термодинамики (10 часов) [1], с.165…198; [2], с.116…143; [3], с. 176…197 Закон сохранения энергии. Внутренняя энергия и энтальпия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Тепловые эффекты различных физико-химических процессов. Стандартные тепловые эффекты. Энтальпийные диаграммы. Закон Гесса и следствия из него. Примеры применения закона Гесса для термохимических расчетов. Понятие об энтропии. Стандартные энтропии. Изменения энтропии в различных процессах. Понятие об энергии Гиббса. Ее изменение как мера реакционной способности. Энтальпийный и энтропийный факторы химический процессов. Принцип Бертло. Стандартные изменения энергии Гиббса. Расчет изменения энергии Гиббса в химических реакциях.

8

3.2. Кинетика химических процессов (10 часов) [1], с.198…223; [2], с.167…183; [3], с.212…225 Скорость химической реакции. Скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы, влияющие на величину скорости реакции. Закон действия масс. Константа скорости. Молекулярность и порядок реакции. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Понятие об активированном комплексе. Энергия и энтропия активации. Цепные реакции. Особенности каталитических процессов. Гомогенные и гетерогенные каталитические процессы. Элементы теории катализа. 3.3. Химическое равновесие (10 часов) [1], с.223…240; [2], с.143…157; [3], с.197…212 Необратимые и обратимые процессы. Истинное и кажущееся равновесие. Гомогенные и гетерогенные равновесия. Константа равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса в реакции. Равновесный выход продуктов реакции. Смещение равновесия при изменении внешних условий. Принцип Ле Шателье.

4. РАСТВОРЫ (25 часов) 4.1. Общие свойства растворов (10 часов) [1], с.241; [2], с.204…218 Растворы как многокомпонентные дисперсные системы. Классификация двухкомпонентных растворов. Процессы, сопровождающие образование растворов. Представления Д. И. Менделеева о природе растворов. Физико-химическая природа растворов. Современная теория растворов. Сольватация. Идеальные и неидеальные растворы. Активность. Равновесия в растворах. Различные способы выражения концентрации растворов и их взаимные пересчеты. Растворимость. Закономерности растворимости газов в жидкостях, двух жидкостей, твердых веществ в жидкостях. Закон Генри. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Влияние природы компонентов, температуры и давления на величину растворимости. Закон распределения. Экстракция. Разбавленные растворы неэлектролитов. Давление насыщенного пара над чистым растворителем и раствором. Криоскопия и эбуллиоскопия. Осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа. Обратный осмос. Давление насыщенного 9

пара. Закон Рауля. Температуры кипения и кристаллизации. Идеальные растворы. 4.2. Растворы электролитов (15 часов) [1], с.241…271; [2], с.218…242; [3], с.225…234 Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Роль молекул растворителя в процессе распада электролита на ионы. Диэлектрическая проницаемость и ионизирующая способность растворителя. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации и ее связь с изотоническим коэффициентом. Определение степени диссоциации по электрической проводимости растворов. Применение закона действия масс к растворам электролитов. Равновесия в растворах электролитов. Смещение ионных равновесий. Константы диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Влияние одноименного иона на диссоциацию слабого электролита. Ступенчатая диссоциация. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Ионные пары. Понятие об ионной силе растворов. Понятие об активности. Реакции в растворах электролитов, условия их протекания. Ионно-молекулярные (полные и краткие) уравнения реакций. Произведение растворимости. Условия выпадения и растворения осадков. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексного иона, ступенчатая и общая константы. Разрушение комплексных соединений (выпадение осадков, превращение в более прочный комплексный ион). Электролитическая диссоциация молекул воды, ион гидроксония. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН, его определение. Гидроксильный показатель рОН, его определение. Кислотно-основные индикаторы. Буферные растворы. Гидролиз. Степень гидролиза и ее зависимость от концентрации и температуры. Константа гидролиза. Образование полиядерных комплексов при гидролизе. Необратимый гидролиз. Современные теории кислот и оснований. Сольволиз. Протонная теория. Протолитическое равновесие. Константа автопротолиза растворителя. Дифференцирующие и нивелирующие растворители. Теория кислот и основание Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях. 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (25 часов) 5.1. Окислительно-восстановительные реакции (7.5 часов) [1], с.271…284; [2], с.251…259; [3], с.234…244 Степень окисления. Процессы окисления и восстановления. Простые и сложные вещества в качестве окислителей и восстановителей. Важнейшие окислители и восстановители. Изменение окислительно-восстановительных 10

свойств в соответствии с положением элементов в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса и ионно-электронный метод. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Влияние температуры, концентрации реагентов и их природы, рН среды и других факторов на протекание окислительно-восстановительных процессов. Вычисление химических эквивалентов в окислительно-восстановительных реакциях. Окислительно-восстановительные потенциалы и их связь со свободной энергией Гиббса. Использование таблицы окислительно-восстановительных потенциалов для определения направления протекания окислительновосстановительных реакций. 5.2. Основы электрохимии. Коррозия металлов (7.5 часов) [1], с.285…288; [2], с.260…340; [3] ,с.245…247 Классификация электрохимических процессов. Самопроизвольные и вынужденные процессы. Возникновение скачка потенциала на границе раздела фаз металл - раствор электролита. Электродный потенциал. Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы металлов. Ряд напряжений металлов. Зависимость стандартных электродных потенциалов от концентрации. Уравнение Нернста. Гальванические элементы. Анодные и катодные процессы в гальваническом элементе. Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента. Концентрационные гальванические элементы. Аккумуляторы. Топливные элементы. Электролиз - вынужденная окислительно-восстановительная реакция. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов с инертным анодом. Катодные и анодные процессы. Последовательность разряда на катоде катионов металла, ионов водорода и молекул воды. Последовательность разряда на аноде анионов и молекул воды. Электролиз с растворимым анодом. Законы Фарадея. Практическое применение электролиза. Получение металлов электролизом расплавов и водных растворов. Электрорафинирование металлов. Нанесение гальванических покрытий. Основные виды коррозии металлов. Химическая коррозия металлов. Газовая коррозия. Термодинамика и кинетика химической коррозии. Электрохимическая коррозия. Анодные и катодные процессы. Коррозионный гальванический элемент. Факторы, влияющие на скорость электрохимической коррозии. Способы защиты от коррозии. Легирование металлов. Неметаллические и металлические защитные покрытия. Электрозащита. Протекторная защита. Изменение свойств коррозионной среды.

11

3.1.2. Часть II. ОБЗОР СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И ВАЖНЕЙШИХ СОЕДИНЕНИЙ (142 часа) 1. s-ЭЛЕМЕНТЫ (20 часов) 1.1. Подгруппа лития (10 часов) [1], с.451…458; [2], с.377…379; [3], с.527…537 Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, способы получения. Свойства, взаимодействие с кислородом, водородом, галогенами, водой. Гидриды, их получение и свойства. Оксиды, пероксиды, супероксиды, их получение и свойства. Гидроксиды, их свойства и методы получения. Соли, их свойства. Получение карбоната натрия в промышленности. Особенности лития и его соединений. Применение металлов и их соединений. 1.2. Подгруппа бериллия (10 часов) [1], с.458…466; [2], с.380…381; [3], с.510…527 Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, способы получения. Бериллий: общая характеристика, акцепторные свойства ионов, стехиометрия соединений. Бериллий как простое вещество. Методы его получения и свойства. Оксид и гидроксид бериллия. Соли бериллия, их свойства, гидролиз. Отличие бериллия от других элементов подгруппы. Магний, кальций, стронций, барий, радий. Методы получения в свободном состоянии, свойства. Гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды, соли. Карбонаты и гидрокарбонаты. Жесткость воды и методы ее устранения. Особенности магния и его соединений. Понятие о вяжущих веществах. Применение магния и щелочноземельных металлов, а также их соединений. 2. p-ЭЛЕМЕНТЫ (80 часов) 2.1. Подгруппа бора (15 часов) [1], с.435…450; [2], с.361…365; [3], с.470…510 Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, способы получения. Отличие бора и алюминия от других элементов подгруппы. Бор как простое вещество. Химические свойства бора. Соединения бора. Соединения бора с водородом, их получение и свойства. Химическая связь в гидридах бора. Соединения с металлами. Оксид бора. Борные кислоты. Боразол. Применение бора и его соединений. 12

Алюминий. Алюмотермия. Оксид алюминия, его свойства и применение. Получение монокристаллов сапфиров и рубинов. Гидроксид алюминия. Алюминаты. Галогениды. Алюмосиликаты. Общая характеристика солей алюминия, их растворимость. Гидролиз. Комплексные соединения. Квасцы. Гидрид алюминия. Алюмогидриды металлов. Карбид, нитрид, субфторид алюминия. Применение алюминия и его соединений. Галлий, индий, таллий. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, способы получения. Сопоставление свойств элементов со свойствами алюминия. Соединения таллия(I). Применение галлия, индия, таллия и их соединений. 2.2. Подгруппа углерода (15 часов) [1], с.382…335; [2], с.397…411; [3], с.421…466

Общая характеристика. Отличие свойств углерода и кремния от свойств других элементов подгруппы. Углерод. Общая характеристика, нахождение в природе. Аллотропия. Строение и свойства графита, алмаза, карбина. Получение искусственных алмазов. Активированный уголь, его адсорбционные свойства. Углеводороды, карбиды металлов, методы их получения, классификация, зависимость свойств от характера химической связи. Кислородные соединения углерода. Оксид углерода(II): строение молекул, свойства, лабораторные и промышленные способы получения. Генераторный и водяной газы. Оксид углерода (II) как восстановитель; реакции присоединения. Карбонилы металлов. Угольная кислота и ее соли. Оксид углерода(IV), строение молекулы, свойства и методы получения, окислительные свойства при высоких температурах. Строение карбонат-иона. Растворимость, термическая устойчивость и гидролизуемость карбонатов и гидрокарбонатов. Соединения углерода с галогенами. Фреоны и их свойства. Фосген. Соединения углерода с серой. Сероуглерод. Сульфоксид углерода(IV). Тиоугольная кислота и ее соли. Соединения углерода с азотом. Дициан. Синильная кислота и цианиды. Комплексные соединения, содержащие цианид-ион. Роданистоводородная кислота и ее соли. Применение углерода и его соединений. Кремний. Общая характеристика, нахождение в природе, способы получения. Структура и свойства кремния. Кремний как полупроводник. Силикаты и алюмосиликаты. Кремнийкислородный тетраэдр - основная структурная группа в кристаллических решетках силикатов. Понятие о различных типах кристаллических решеток силикатов. Кварц, его структура и свойства. Кремниевые кислоты. Силикагель. Растворимое стекло. Общие сведения о строении, свойствах и получении различных видов стекла и керамики. Ситаллы. Цеолиты. Водородные соединения кремния. Сопоставление свойств силанов и углеводородов. Силициды металлов. Кремнийорганические соединения. Силикон. Соединения кремния с галогенами, их свойства, гидро13

лиз. Фторкремниевая кислота. Карбид кремния. Применение кремния и его соединений. Германий, олово, свинец. Общая характеристика элементов, получение, свойства. Аллотропные модификации олова. Химические свойства германия, олова, свинца. Соединения с водородом. Сопоставление их свойств со свойствами водородных соединений углерода и кремния. Оксиды германия (II) и (IV). Солеобразные оксиды свинца. Гидроксиды германия(II), олова(II) и свинца(II), их получение и свойства. Гидроксиды германия(IV), олова(IV) и свинца(IV). Оловянные кислоты (α- и β-). Германаты, станнаты и плюмбаты, их свойства. Галогениды германия, олова, свинца. Гидролиз. Сульфиды германия, олова и свинца. Полисульфиды. Тиосоли. Сопоставление устойчивости, кислотно-основных свойств и окислительно-восстановительной активности соединений германия, олова, свинца. Применение простых веществ и соединений. 2.3. Подгруппа азота (15 часов) [1], с.346…381; [2], с.404…411; [3], с.373…420 Общая характеристика элементов. Отличие азота от других элементов подгруппы. Азот. Общая характеристика элемента, нахождение в природе. Химическая связь. Причины инертности азота. Проблема связанного азота и пути ее решения. Лабораторные и промышленные способы получения азота. Соединения азота с водородом. Аммиак, химическая связь и строение молекулы; лабораторные и промышленные способы получения. Жидкий аммиак как растворитель. Реакционная способность аммиака, реакции окисления, присоединения, замещения, взаимодействие с водой и кислотами. Гидраты аммиака. Ион аммония, химическая связь и строение. Соли аммония. Амиды, имиды, нитриды. Гидроксиламин. Гидразин. Гидраты гидразина и гидроксиламина. Соли гидразиния и гидроксиламмония. Азидоводородная кислота. Азотистая кислота и ее практическое применение. Нитриты, их получение и свойства. Азотная кислота и ее взаимодействие с металлами и неметаллами; зависимость окислительных свойств от концентрации. Царская водка. Нитраты, их термическое разложение. Оксогалогениды азота. Применение азота и его соединений. Фосфор. Общая характеристика элемента, нахождение в природе. Аллотропные модификации, их строение и свойства. Методы получения фосфора. Фосфин. Ион фосфония, его структура. Соли фосфония. Фосфиды металлов, их получение и свойства. Оксиды фосфора. Кислородсодержащие кислоты. Фосфаты. Изополи- и гетерополисоединения фосфора. Соединения фосфора с галогенами, их гидролиз. Оксогалогениды. Фосфорнитрилхлорид. Применение фосфора и его соединений. Мышьяк, сурьма, висмут. Общая характеристика элементов. Их нахождение в природе. Водородные соединения, их получение и свойства. Соединения с металлами. Полупроводниковые свойства арсенидов и стибидов (антимонидов). Кислородные соединения элементов (III) и (V). Гидроксиды элементов 14

(III). Арсениты и антимониты. Гидроксид сурьмы(V) и антимонаты. Сопоставление свойств кислот мышьяка и сурьмы со свойствами азотной и фосфорной кислот. Висмутаты. Сопоставление окислительно-восстановительных свойств висмутатов, антимонатов, арсенатов, фосфатов и нитратов. Тригалогениды и пентагалогениды мышьяка(III) и (V) и висмута(III), способы их получения, свойства, отношению к кислотам и к раствору сульфида аммония. Тиокислоты и их соли. Применение мышьяка, сурьмы, висмута и их соединений. 2.4. Подгруппа кислорода (15 часов) [1], с.327…346; [2], с.411…416; [3], с.338…373 Общая характеристика элементов. Кислород. Общая характеристика, строение молекул, лабораторные и промышленные способы получения, физические и химические свойства, оксиды. Озон, его получение, строение молекул, свойства и применение. Сопоставление свойств озона и кислорода. Озониды. Вода: аномалии физических свойств, диаграмма состояния, химические свойства, окислительно-восстановительные характеристики. Электронодонорные свойства молекул воды. Кристаллогидраты, их строение и свойства. Оксониевые соединения. Понятие о способах очистки сточных вод и отходящих газов в промышленности. Пероксид водорода, строение молекулы, методы получения. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Пероксиды и их свойства. Применение кислорода на практике. Сера. Общая характеристика, нахождение в природе, методы получения, физические и химические свойства. Сероводород. Сульфиды, их гидролиз. Классификация сульфидов по их растворимости в воде, кислотах и растворах оснóвных сульфидов; использование сульфидов в химическом анализе. Полисульфиды. Соединения серы с кислородом: оксиды серы(IV) и (VI). Кислородсодержащие кислоты серы. Сернистая кислота и ее соли. Окислительно-восстановительные свойства сернистой кислоты, сульфитов и пиросульфитов. Гидросернистая кислота и ее соли. Серная кислота, получение, строение молекул и свойства. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Соли серной кислоты. Олеум и двусерная кислота. Политионовые кислоты и политионаты. Тиосерная кислота и тиосульфат натрия. Пероксoкислоты (надкислоты) серы. Пероксисульфаты. Соединения серы с галогенами. Фторид серы. Хлороксиды серы: хлористый тионил, хлористый сульфурил. Хлорсерная (хлорсульфоновая) кислота. Применение серы и ее соединений. Селен, теллур и полоний. Общая характеристика элементов. Степени окисления, нахождение в природе, аллотропия селена и теллура. Селеноводород и теллуроводород. Селениды и теллуриды. Диоксид селена и теллура. Селенистая и теллуристая кислоты. Селенаты и теллураты. Сопоставление окислительно-восстановительных свойств соединений серы, селена и теллура. Краткая характеристика полония и его соединений. Применение их на практике.

15

2.5. Водород и подгруппа фтора (15 часов) [1], с.307…326; [2], с.385…388, 416…418; [3], с.299…309, 309…337 Общая характеристика элементов. Формы нахождения и распространенность в природе. Водород. Положение в периодической системе, общая характеристика, изотопы, характеристика молекулы, термическая диссоциация, физические и химические свойства. Лабораторные и промышленные методы получения. Орто- и параводород. Гидриды, их классификация, способы получения и свойства. Гидридокомплексы. Общая характеристика водородных соединений неметаллов. Применение водорода и его соединений. Фтор, хлор, бром, иод. Общая характеристика, получение, физические и химические свойства. Изменение окислительной активности в подгруппе. Взаимодействие галогенов с растворами щелочей и водой. Соединение галогенов с водородом, лабораторные и промышленные способы получения, свойства. Ассоциация молекул фтороводорода. Плавиковая кислота. Фториды и гидрофториды. Получение, электронодонорные свойства фторид-иона. Получение и свойства простых и комплексных фторидов неметаллов. Окислительно-восстановительные и кислотные свойства галогенводородов и их водных растворов. Хлороводородная, бромоводородная и иодоводородная кислоты. Восстановительные и электронодонорные свойства галогенидионов. Соединения галогенов с кислородом. Фторид кислорода. Оксиды хлора, брома, иода; сравнение их устойчивости, кислотных и окислительных свойств. Кислородсодержащие кислоты: хлорноватистая, хлорная, бромноватистая, бромная, иодноватая, мета-иодная, пара-иодная, орто-иодная; их соли, способы получения и свойства. Изменение окислительных свойств в ряду кислородных кислот хлора, брома, иода. Псевдогалогениды (дициан и др.). Межгалогенные соединения. 2.6. Подгруппа гелия (5 часов) [1], с.466…469; [3], с.538…545 Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, методы получения, причины малой реакционной способности. Клатратные соединения благородных газов. Соединения криптона и ксенона со фтором, строение молекул, способы получения и свойства. Реакция диспропорционирования. Гидролиз фторидов ксенона. Оксофториды. Кислородные соединения ксенона, строение молекул. Способы получения, свойства. Ксеноновые кислоты, ксенаты и перксенаты. Практическое применение благородных газов.

16

3. d-ЭЛЕМЕНТЫ (30 часов) 3.1. Общая характеристика d-элементов (20 часов) [1], с.508…579; [2], с.365-370; [3], с.546…630 Общая характеристика d-элементов. Электронные конфигурации атомов. Особое положение скандия и цинка. Подгруппа скандия. Общая характеристика элементов, нахождение их в природе и получение. Отличие свойств скандия от свойств остальных элементов подгруппы и их близость к свойствам лантаноидов. Подгруппа титана. Общая характеристика элементов, нахождение их в природе и получение. Оксиды и гидроксиды. Соединения с низшими степенями окисления. Применение простых веществ и соединений. Оксид титана(IV), соли оксотитаната. Соединения титана с галогенами. Подгруппа ванадия. Общая характеристика элементов, нахождение их в природе и получение. Соединения элементов со степенями окисления (II), (III), (IV), способы их получения и свойства; кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов; соли. Галогениды и оксогалогениды элементов (IV) и (V), их свойства, химическая связь. Ванадаты, ниобаты, танталаты. Применение простых веществ и соединений. Подгруппа хрома. Общая характеристика элементов, нахождение в природе, получение и свойства. Соединения хрома(II) и (III). Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов хрома(II) и (III). Соли хрома(III), квасцы, хромиты. Комплексные соединения хрома(III), их строение, изомерия. Оксид хрома(VI). Хромовые кислоты, хроматы, дихроматы, их взаимные переходы. Хлористый хромил, хлорохромовая кислота. Пероксид хрома и пероксохроматы, их свойства и способы получения. Краткие сведения о соединениях молибдена(VI) и вольфрама(VI); кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов; молибденовая и вольфрамовая кислоты и их соли. Изополи- и гетерополикислоты и их соли. Применение простых веществ и соединений. Подгруппа марганца. Общая характеристика элементов, нахождение в природе, получение и свойства. Соединения марганца(II), (III) и (IV). Кислотноосновный характер оксидов и гидроксидов. Соли марганца. Оксид марганца (IV). Соединения марганца(VI). Оксид марганца(VII), марганцовая кислота и перманганаты. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца, их зависимость от степени окисления элемента и рН среды. Краткая характеристика рения(III), (IV) и (VI). Соединения рения(VII). Оксиды, рениевая кислота, перренаты, фториды рения. Окислительно-восстановительные свойства рения в различных степенях окисления. Применение марганца, рения и их соединений. 17

3.2. Семейства железа и платины (5 часов) [1], с.537…538, 546, 577; [2], с.374…377; [3] ,с. 630…676 Общая характеристика элементов. Деление на подгруппы и семейства. Семейство железа. Общая характеристика элементов, нахождение в природе, способы получения. Чугун и сталь. Оксиды и гидроксиды железа(II), соли и комплексные соединения железа(II). Оксиды и гидроксиды железа(III), кобальта(III), никеля(II), их соли и комплексные соединения. Соединения железа (VI), ферраты и их свойства. Применение элементов и их соединений. Платиновые металлы. Общая характеристика элементов, нахождение в природе. Понятие о методах разделения элементов. Гидроксиды палладия(II), платины(II) и (IV), их свойства. Оксиды рутения(VIII) и осмия(VIII). Важнейшие соединения платиновых металлов, их получение и свойства. Применение простых веществ и соединений. 3.3. Подгруппы меди и цинка (5 часов) [1], с.539, 548; [2], с.377…381; [3], с.676…697 Подгруппа меди. Общая характеристика элементов, нахождение в природе, способы получения. Соединения меди(I) и (II), оксиды, гидроксиды, соли и комплексные соединения. Соединения серебра(I), оксид и его свойства, нитраты, галогениды. Фотографический процесс получения черно-белых изображений. Комплексные соединения серебра(I). Соединения золота(I) и (III). Применение простых веществ и соединений. Подгруппа цинка. Общая характеристика элементов, нахождение в природе, получение и свойства. Оксиды и гидроксиды цинка; соли, их растворимость, гидролиз, свойства; комплексные соединения. Соединения ртути(I), получение, устойчивость и реакции диспропорционирования; оксиды и соли ртути(I), каломель. Амидные соединения ртути. Применение простых веществ и соединений. 4. f-ЭЛЕМЕНТЫ (12 часов) 4.1. Лантаноиды (6 часов) [1], с.580…584; [2], с.30; [3], с.698…707 Общая характеристика элементов, степени окисления, нахождение в природе. Изменение химических свойств с возрастанием порядкового номера. Причины сходства свойств лантаноидов. Участие f-орбиталей в образовании химических связей; высокие координационные числа элементов. Периодичность изменения характерных степеней окисления. Физические и химические свойства лантаноидов, их положение в ряду напряжений. Соединения лантаноидов(III). Оксиды и гидроксиды, способы их получения. Изменение 18

свойств с возрастанием порядкового номера. Общая характеристика солей, гидролиз. Соединения европия(II), иттербия(II), самария(II), тулия(II), неодима(II), их окислительно-восстановительные свойства. Характер гидроксидов, сходство с соединениями щелочноземельных металлов. Соединения церия(IV), празеодима(IV), тербия(IV), неодима(IV), диспрозия(IV), их окислительно-восстановительные свойства. Сходство химических свойств церия(IV) со свойствами циркония, гафния и тория. Понятие о способах разделения лантаноидов, применение лантаноидов и их соединений. 4.2. Актиноиды (6 часов) [1], с.584 590; [2], с.30; [3], с.707…716 Краткие сведения об истории открытия элементов. Общая характеристика элементов, электронное строение атомов, сопоставление с электронным строением атомов лантаноидов. Изменение химических свойств с возрастанием порядкового номера. Участие f-орбиталей в образовании химических связей, высокие координационные числа атомов. Актиноидное сжатие. Близость свойств тория, протактиния, урана в высшей степени окисления к свойствам dэлементов IV, V и VI групп элементов, соответственно. Применение актиноидов и их соединений.

3.2. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ для студентов очно-заочной формы обучения (36 часов) Темы лекций 1-й семестр (20 ч) 1. Введение. Вещество. Агрегатное состояние. Атом, молекула, элемент. Атомная, молекулярная массы. Количество вещества. Моль, молярная масса. Эквивалент. Валентность. Стехиометрия. Газовые законы 2. Состав, строение атома. Атомный номер и заряд ядра. Изотопы, изобары, изотоны. Радиоактивность. Квантово-химическое описание поведения электрона в атоме. Принцип Паули, правила Хунда, Клечковского. Электронные формулы атомов 3. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Периодическое изменение химических свойств, энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности, атомных и ионных радиусов элементов как следствие периодичности изменения электронных конфигураций элементов

19

Объём, ч

2

4

2

Темы лекций Объём, ч 4. Химическая связь. Виды химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная). Метод ВС (обобществление электронов, перекрывание атомных орбиталей (АО), кратность связей, электронные структуры молекул). Характеристики ковалентной связи (энергия, длина, кратность, полярность, направленность). Гибридизация АО. Метод молекулярных орбиталей (МО). Молекулярное и немолекулярное строение веществ. Межмолекулярные взаимодействия. Кристаллическая решетка 4 5. Основы химической термодинамики. Энтальпия и тепловой эффект реакции. Законы Гесса. Энтропия как мера неупорядоченности системы. Свободная энергия Гиббса. Направление химических реакций. Энергия активации. Химическая кинетика. Влияние температуры, давления, концентрации на скорость реакции. Скорость гетерогенных реакций. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье 4 6. Растворы (ионные и неионные). Идеальные и неидеальные растворы, активность. Способы выражения состава растворов. Законы Рауля, Генри. Криоскопия, Эбуллиоскопия. Осмос. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Протолитическая теория. Равновесия в растворах электролитов. Ионное произведение воды, рН, рОН. Реакции в растворах электролитов. Произведение растворимости. Гидролиз 4 2-й семестр (16 ч) 7. Окислительно-восстановительные реакции. Степени окисления. Процессы окисления и восстановления. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений ОВР (ионноэлектронный метод и метод электронного баланса). Типы ОВР. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал 4 8. Комплексные соединения (КС). Координационная теория Вернера. Номенклатура КС. Квантово-механические методы описания химической связи в КС. Метод ВС. Метод МО. Диссоциация 4 в растворах КС, константа нестойкости 9. Основы электрохимии. Электродный потенциал. Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нернста. Гальванические элементы. 4 ЭДС. Коррозия металлов. Электролиз 2 10. Обзор химии s- и p-элементов 2 11. Обзор химии d- и f-элементов

20

3.3. ТЕМЫ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ (28 часов) Темы лабораторных работ 1-й семестр (16 ч) 1.Химическая кинетика и равновесие 2. Электролитическая диссоциация. Растворы электролитов. рНметрия. 3. Произведение растворимости. Гидролиз 4. Качественный анализ. 2-й семестр (12 ч) 5. Окислительно-восстановительные реакции 6. Комплексные соединения 7. Основы электрохимии

Объем, ч 4 4 4 4 4 4 4

4. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК Основная литература: 1. Сувоpов А. В., Hикольский А. Б. Общая химия. - СПб.: Химиздат, 2000. 2. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высш. школа. 2002. 3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высш. школа, 2002. Дополнительная литература: 4. Степин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия. – М.: Высш. школа, 1994. 5. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. – М.: Мир, 1979. 6. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1, 2. – М.: Химия, 1973. 7. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1981. 8. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Введение в теорию химических процессов. – М.: Высш. школа, 1981. 9. Глинка H. Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983-1988. 10. Глинка H. Л. Задачи и упpажнения по общей химии. - Л.: Химия, 1985. 11. Васильева И. А. Химия: Стpоение атома. Пеpиодический закон Д. И. Менделеева: Текст лекций. - Л.: СЗПИ, 1991. 12. Гpишина Е. H. Химическая связь. Комплексные соединения: Текст лекций. - Л.: СЗПИ, 1991. 21

13. Прохорова Л. Б. Химическая кинетика: Текст лекций. - СПб.: СЗПИ, 1998. 14. Пресс И. А. Растворы: Письменные лекции. - СПб.: СЗПИ, 1999. 15. Сраго И. А. Окислительно-восстановительные pеакции: Текст лекций. - СПб.: СЗПИ, 1997. 16. Равдель Б. А., Сраго И. А. Основы электрохимии: Текст лекций. СПб.: СЗПИ, 1997. 17. Киселева В. М., Гавpилова И. В. Химия металлов: Текст лекций. Л.: СЗПИ, 1991. 18. Химия: Методические указания к выполнению лабораторных работ. - СПб.: СЗПИ, 1999.

5. 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, так как пpи этом изменяется вкус жидкости. 2. Раствоpение сахаpа в воде является физическим пpоцессом, так как состав веществ, участвующих в пpоцессе, не изменился. 3. Раствоpение сахаpа в воде является химическим пpоцессом, так как состав веществ, участвующих в пpоцессе, не изменился. 4. Раствоpение сахаpа в воде является физическим пpоцессом, так как 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.

22

5. CS2.

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. 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-. 1. Cl-.

4. ClO-.

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) числ о(-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 23

поpядку заполнения их электpонами? 1. 4s4p4d5s. 2. 4s4p5s4d. 3. 4s5s4p4d.

4. 5s4s4p4d.

5. 4s3d4p5s.

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? 1. [Kr]4d8s2. 2. [Kr]4d9s1. 3. [Kr]4d105s0. 4. [Kr]4d105s25p6. 16. Какая электpонно-гpафическая фоpмула соответствует одновалентному состоянию атома? 1. ↑↓ ↑ ↑ 2. ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 3. ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ 4. ↑↓

↑↓

↑

5. ↑

↑

↑

↑

↑

17. Из пеpечисленных ниже хаpактеpистик атомов элементов пеpиодчески изменяется: 1. Заpяд ядpа атома. 2. Относительная атомная масса. 3. Число энеpгетических уpовней. 4. Число валентных электpонов. 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 семейства 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. 24

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? 1. TiO2. 2. PbO2. 3. BaO2. 4. CO2.

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?

25

1. а.

2. б.

3. в.

4. 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); ΔH > 0 ? (P - давление, T – темпеpатуpа.) 1. Уменьшить концентрацию H2. 2. Уменьшить T. 3. Уменьшить P. 4. Увеличить P. 5. 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: 1. HNO3. 2. HNO2. 3. HN3. 4. NH3. 26

5. H2N2O2.

32. Как влияет на смещение pавновесия добавление сильной кислоты к pавновесной системе HNO2 ⇄ H+ + NO2- ? 1. Равновесие смещается влево, степень диссоциации уменьшается. 2. Равновесие смещается впpаво, степень диссоциации уменьшается. 3. Равновесие смещается впpаво, степень диссоциации увеличивается. 4. Равновесие смещается влево, степень диссоциации увеличивается. 5. Равновесие не смещается. 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 + H2 SO4 → SnSO4 + S + H2 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. 27

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. 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): 1. K+. 2. Fe3+. 3. C. 4. CN-. 5. Fe2+. 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. Сваpить ваpенье. 5. «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: 28

1. CaCO3.

2. HgO.

3. H2 SO4.

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. 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.

29

4. Ni, Cr.

5. Cu, Cr.

6. ЗАДАНИЯ НА КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ Выполнение контрольных работ является необходимым этапом самостоятельной работы студента при изучении курса общей и неорганической химии. Зачтенная преподавателем контрольная работа №1, наряду с зачтенными лабораторными работами 1-го семестра, служит основанием для допуска к сдаче зачета, контрольные работы №2 и 3, наряду с зачтенными лабораторными работами 2-го семестра - к сдаче экзамена. Hомер варианта контрольного задания определяется последними двумя цифрами студенческого шифра (номера студенческого билета и зачетной книжки). Hапример, если шифр 86-0220, студент должен выполнять вариант № 20 (для всех контрольных работ). При оформлении контрольных работ следует выполнять следующие правила: - 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 (1/4 - 1/3 страницы) для замечаний рецензента; - должен быть выполнен весь комплект задач соответствующей контроль ной работы; Перед решением задач можно ознакомиться с теоретическими основами соответствующей темы, пользуясь рекомендуемой литературой, приведенной на стр. 21. Выполненную контрольную работу студенты сдают преподавателю или лаборантам кафедры. Получив проверенную работу, студент вносит изменения в соответствии с рецензией, после чего следует очная защита работы.

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ №1 Номер варианта 01 02 03 04 05 06 07 08

1 1 2 3 4 5 6 7 8

30 29 28 27 26 25 24 23

2 31 32 33 34 35 36 37 38

Номера задач по темам 3 4 46 75 76 47 74 77 48 73 78 49 72 79 50 71 80 51 70 81 52 69 82 53 68 83 30

5 90 89 88 87 86 85 84 90

91 92 93 94 95 96 97 98

135 134 133 132 131 130 129 128

Продолжение таблицы Номер варианта 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 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48

1 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 1 2 3 4 5 6 7 8 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 1 2 3 4

22 21 20 19 18 17 16 30 29 28 27 26 25 24 23 24 25 26 27 28 29 30 29 28 27 26 25 24 23 22 21 20 19 18 17 16 15 16 17 18

2 39 40 41 42 43 44 45 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 31 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 31 32 34 35 36

Номера задач по темам 3 4 54 67 82 55 66 81 56 65 80 57 64 79 58 63 78 59 62 77 60 61 76 61 66 77 59 62 78 58 63 79 57 64 80 56 65 81 55 66 82 54 67 83 53 68 82 52 69 81 51 70 80 50 71 79 49 72 78 48 73 77 47 74 75 46 75 76 47 77 78 48 73 79 49 72 80 50 71 81 51 70 82 52 69 83 53 68 82 54 67 81 55 66 80 56 65 79 57 64 78 58 63 77 59 62 76 60 61 90 60 74 88 59 62 87 58 63 86 57 64 85 31

5 84 85 86 87 88 89 90 89 88 87 86 85 84 76 84 85 86 87 88 89 90 90 88 87 86 85 84 86 88 85 86 87 88 89 90 77 76 79 80 81

99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 112 111 110 109 108 107 106 105 104 103 102 101 100 99 98 97 96 95 94 93 92 91 92 93 94

127 126 125 124 123 122 121 120 119 118 117 116 115 114 134 124 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 134 133 132

Продолжение таблицы Номер варианта 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88

1 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 23 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 23 24 25 27 26 25

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 22 21 20 19 18 17 16 15 14 13 12 22 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 30 29 28 26 29 28

2 37 38 39 40 41 42 43 44 45 31 32 33 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 31 32 33 34 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 35 34 33

Номера задач по темам 3 4 56 65 84 55 66 76 54 67 82 53 68 81 52 69 80 51 70 79 50 71 78 49 72 77 48 73 76 47 74 89 46 75 77 47 75 78 48 73 80 49 72 81 50 71 82 51 70 77 52 69 82 53 68 81 54 67 80 55 66 79 56 65 78 57 64 77 58 63 76 59 62 85 60 69 77 60 61 78 59 62 76 58 63 77 57 64 78 56 65 79 55 66 80 54 67 81 53 68 82 52 69 83 51 70 84 50 71 85 49 72 86 48 73 87 47 74 77 46 75 78 32

5 82 83 84 85 86 87 88 89 90 90 89 87 86 85 84 83 84 85 86 87 88 89 90 87 78 86 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 88 89

95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 105 104 103 102 101 100 99 98 97 96 95 94 93 92 91 112 111 110 109 108 107

131 130 129 128 127 126 125 124 123 122 121 120 119 118 117 116 115 114 123 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134

Окончание таблицы Номер варианта 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 00

1 24 23 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

29 30 22 21 20 19 18 17 16 15 14 13

2 32 31 37 38 39 40 41 42 43 44 45 31

Номера задач по темам 3 4 46 74 79 47 75 76 46 49 80 47 50 81 48 51 82 49 52 83 50 53 84 51 54 85 52 55 86 53 56 87 54 57 88 55 58 89

5 90 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90

106 91 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

135 134 135 134 133 132 131 130 129 128 127 126

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №1 Тема 1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ СТЕХИОМЕТРИИ Теоретические основы Атомная масса, относительная атомная масса. Молярная масса, относительная молекулярная масса. Моль - единица количества вещества. Молярная (мольная) масса. Эквивалент, эквивалентная масса. Закон сохранения массы. Законы стехиометрии, их ограниченность. Закон постоянства состава. Закон Авогадро. Закон эквивалентов. Закон идеальных газов. Элементы и простые вещества. Задачи 1 – 30 1. Является ли эквивалент элемента величиной постоянной? Чему равны молярные массы эквивалентов марганца в его оксидах, содержащих 77.45, 63.19 и 49.52 % металла? Определите валентность марганца в каждом из этих соединений и составьте их формулы. 2. Чему равен объем (н.у.) молярной массы эквивалента кислорода? На сжигание 0.350 г металла требуется 56 мл кислорода (н.у.). Определите молярную массу эквивалента этого металла. Какой это металл, если он четырехвалентен? 3. Некоторый элемент образует водородное соединение, содержащее 3.88 % водорода. Определите относительную атомную массу элемента, если он трехвалентен. Составьте формулу этого гидрида. 4. Чему равен объем (н.у.) молярной массы эквивалента водорода? Какой объем (н.у.) водорода образуется при растворении в кислоте 1.519 г металла, молярная масса эквивалента которого равна 12.153 г/моль. 33

5. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента гидроксохлорида меди CuOHCl и гидрофосфата калия K2HPO4 в реакциях: CuOHCl + Na2S = CuS + NaCl + NaOH K2HPO4 + AlCl3 + 3H2O = Al(OH)3 + 2KCl + H3PO4 + HCl 6. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента дигидроксохлорида железа Fe(OH)2Cl и дигидрофосфата натрия NaH2PO4 в реакциях: Fe(OH)2Cl + 3HBr = FeBr3 + HCl + 2H2O NaH2PO4 +2NaOH = Na3PO4 +2H2O 7. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента гидрокарбоната бария Ba(HCO3)2 и нитрата дигидроксоалюминия Al(OH)2NO3 в реакциях: Ba(HCO3)2 + 2HNO3 = Ba(NO3) + 2CO2 + 2H2O Al(OH)2NO3 + NaOH = Al(OH)3 + NaNO3 8. Выразите в молях: а) 6.02·1022 молекул SiH4, б) 3.01·1021молекул PH3, в) 1.51·1023 молекул H2Se. Чему равны эквиваленты и молярные массы эквивалентов кремния, фосфора и селена в этих соединениях? 9. На нейтрализацию 2.4590 г фосфоновой кислоты H2(PHO3) израсходовано 2.3998 г NaOH. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента фосфоновой кислоты, ее основность и напишите уравнение реакции нейтрализации. 10. На нейтрализацию 2.6398 г фосфиновой кислоты H(PН2O2) израсходовано 2.2442 г KOH. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента фосфиновой кислоты, ее основность и напишите уравнение реакции нейтрализации. 11. На нейтрализацию 2.6696 г дифосфорной кислоты H4P2O7 израсходовано 0.7184 г LiOH. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента пирофосфорной кислоты, ее основность и напишите уравнение реакции нейтрализации. 12. Сколько граммов цинка надо взять, чтобы получить такой же объем водорода, какой можно получить при взаимодействии 1.4043 г кремния с водным раствором гидроксида натрия? Молярные массы эквивалентов цинка и кремния соответственно равны 32.69 и 14.0425 г/моль. 13. Элемент образует ряд газообразных соединений, плотность которых по азоту 2.4285, 0.9999 и 1.5710. Содержание элемента в этих соединениях 52.97, 42.88 и 27.29 % соответственно. Определите относительную атомную массу и название элемента. 14. Элемент образует ряд газообразных соединений, плотность которых по водороду 31.7748, 16.9028 и 32.8056. Содержание элемента в этих соединениях 50.05, 94.08 и 96.95 % соответственно. Определите относительную атомную массу и название элемента. 15. Элемент образует ряд газообразных соединений, плотность которых по воздуху 1.5864, 1.4836 и 0.5873. Содержание элемента в этих соединениях 30.45, 63.65 и 82.24 % соответственно. Определите относительную атомную массу и название элемента. 16. Элемент образует ряд газообразных соединений, относительные молекулярные массы которых 36.45, 103.50 и 133.33. Содержание элемента в этих 34

соединениях соответственно равно 97.25, 68.50 и 79.76 %. Определите относительную атомную массу и название элемента. 17 *. Из 1.7 г оксида трехвалентного металла получили 4.45 г его хлорида. Определите молярную массу и молярную массу эквивалента металла. 18*. При взаимодействии 2.960 г карбоната металла с хлороводородной кислотой получено 3.124 г хлорида этого металла. Найдите молярную массу эквивалента металла. 19*. Из 2.30 г оксида трехвалентного металла получили 6.30 г его сульфата. Определите молярную массу и молярную массу эквивалента металла. 20 **. На хлорирование 2.0916 г металла пошло 1.008 л (н.у.) хлора. Удельная теплоемкость металла 373.06 кДж/(кг·К). Вычислите точную относительную атомную массу этого металла. 21**. Вычислите точную относительную атомную массу металла, если его удельная теплоемкость 230.29 кДж/(кг·К), а молярная масса эквивалента 56.205 г/моль. 22**. Вычислите точную относительную атомную массу металла, если его удельная теплоемкость 477.32 кДж/(кг·К), а бромид содержит 74.42 % брома. 23**. Вычислите точную относительную атомную массу металла, если его удельная теплоемкость 222.33 кДж/(кг·К), а 1.5234 г сульфида содержат 0.5343 г серы. Молярная масса эквивалента серы 16.03 г/моль. 24. Какова относительная молекулярная масса газа, если объем, занимаемый 1.505·1021 молекул, имеет массу 0.0950 г? Каков этот объем при нормальных условиях? Выразите в молях это количество газа. 25. Какова относительная молекулярная масса газа, если объем, занимаемый 3.01·1022 молекул, имеет массу 7.3024 г? Каков этот объем при нормальных условиях? Выразите в молях это количество газа. 26. 1 л (Н.у.) газа имеет массу 6.5200 г, а масса 0.5 л азота в тех же условиях - 0.6253 г. Определите относительную молекулярную массу газа, исходя: а) из мольного объема, б) из плотности газа по азоту. 27. 0.25 л (Н.у.) газа имеет массу 0.4912 г, а масса 1.5 л кислорода в тех же условиях - 2.1427 г. Определите относительную молекулярную массу газа, исходя: а) из мольного объема, б) из плотности газа по кислороду. 28. Вычислите массу одной углеродной единицы в граммах. Исходя из этой массы, определите среднюю массу молекул гексафторида серы. 29. 0.25 л (Н.у.) газа имеет массу 0.9030 г. Определите относительную молекулярную массу и среднюю массу одной молекулы этого газа в граммах. 30. Сколько углеродных единиц в 1 г любого вещества? Сколько молекул в 4.2578 г аммиака? Какова средняя масса одной молекулы аммиака в граммах?

* **

Задачу решать без составления уравнения реакции. Атомная теплоемкость металла 26.36 кДж/(моль·К)

35

Тема 2. ЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ Теоретические основы Атом как наименьшая частица химического элемента. Постоянная Авогадро. Абсолютные массы атомов. Ядерная модель строения атома. Составные части атома - ядро и электроны, их заряды и масса. Массовое число изотопа, изотопный состав элементов. Изобары, изотоны. Задачи 31 – 45 31. Что такое изотопы? Чем можно объяснить дробность атомных масс большинства элементов периодической системы? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются такие атомы? 32. Как согласуется β-распад с отсутствием электронов в атомном ядре? Изотопы каких элементов образуются при β-распаде атомов 238Np и 242Am? 33. Изотоп 101-го элемента - менделеевия-256 получен при бомбардировке α-частицами ядер атомов эйнштейния-253. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме. 34. Изотоп 104-го элемента - резерфордия-260 получен при бомбардировке ядер атомов калифорния-249 ядрами углерода-12. Составьте уравнение этой реакции и напишите его в сокращенной форме. 35. Что происходит в ядре при позитронном (β+) распаде? Изотопы какого элемента образуются при β+-распаде ядер атомов 11С и 15О? 36. В чем сущность α-, β -, β+- и γ-радиоактивного распада? Изотопы каких элементов образуются в результате последовательного излучения четырех α- и двух β -частиц из 238U? 37. Тритий образуется при облучении ядер 6Li нейтронами. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме. 38. Напишите уравнения для ядерных реакций: 238 б) 55Mn(n, α)52V; в) 70Zn(p, n)70Ga. а) U(d,n)239Np; 39. Закончите уравнения ядерных реакций: 54 Fe + 2D = 1n +...; б) 9Be + 1H = 8Be +...; в) 10B + 4He = 1H +...; а) г) 9Be + 4He = 1n +.... Напишите эти уравнения в сокращенной форме. 40. Что такое дефект массы? При делении 1000 г урана-235 выделяется 8.23·1013 Дж энергии. Вычислите, чему равна масса продуктов реакции. 41. Закончите уравнения ядерных реакций: 35 а) Cl + 1n = 35S + ...; б) 60Ni + 1H = 57Co + ...; в) 27Al + 1n = 24Na + ...; г) 52Cr + 4He = 56Fe + .... Напишите эти уравнения в сокращенной форме. 42. Изотоп 99-го элемента - эйнштейния-246 получен при бомбардировке ядер атомов урана-238 ионами азота-14. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.

36

43. Исходя из значений атомных масс для 21 H(2.01410), 31 H(3.01605), 4 2 He(4.00260) и массы нейтрона (1.00866), вычислите энергию, которая высвобождается в термоядерной реакции: 21 H + 31 H = 42 He + 01 n. 44. Теплота сгорания газообразного метана 495.0 кДж/моль. Вычислите массу, эквивалентную этой энергии. 45. Исходя из значений относительных атомных масс 11 H(1.00782), 2 3 4 1 H(2.01410), 2 He(3.01603), 2 He(4.00260), вычислите энергию, которая высвобождается в термоядерной реакции: 21 H + 23 He = 42 He + 11 H. Тема 3. ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА АТОМА Теоретические основы Квантово-механическая модель строения атома. Уравнение Шредингера для стационарных состояний. Свойства волновой функции. Физический смысл ⏐ψ2⏐. Квантовые числа, их физический смысл. Атомные орбитали. Формы электронных облаков для s-, p-, d-состояний атома водорода. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Правило Хунда. Емкость электронных оболочек. Последовательность заполнения энергетических уровней электронами в многоэлектронных атомах. Правила Клечковского. Задачи 46 - 75 46. Какие четыре квантовых числа характеризуют состояние электронов в атоме? Какие значения может принять каждое из них? 47. Какие электроны в атоме называются s-, p-, d- и f-электронами? Какова пространственная конфигурация dxy, dxz, dyz, dx2–y2, dz2 атомных орбиталей? 48. Чему равно количество орбиталей в атоме, для которых главное квантовое число n=5? Укажите значения n, l и ml для каждой из этих орбиталей. 49. Сколько орбиталей каждого указанного ниже типа имеется в атоме: а) 3px; б) 5d; в) 3s; г) 4p; д) 3dxy? 50. Какие значения имеют квантовые числа n, l, ml для следующих орбиталей: а) 2s, б) 3p, в) 4d, г) 5f? 51. Какие из перечисленных ниже обозначений атомных орбиталей не имеют смысла: 1p, 2d, 3s, 4f, 3d, 3f? 52. Какие значения квантовых чисел n, l, ml и ms допустимы для электрона, находящегося на одной из 4f-орбиталей ? 53. В чем заключается принцип Паули? Какое максимальное число электронов может находиться на s-, p-, d- и f-орбиталях данного энергетического уровня? 54. В чем состоят правила Клечковского? Какие орбитали атома заполняются электронами в первую очередь: 4s или 3d, 5s или 4d? Почему? 55. Какие значения может принимать магнитное квантовое число ml для данного орбитального квантового числа l = 0, 1, 2 и 3? 37

56. Значения какого квантового числа определяют, сколько s-, p- , d- и fорбиталей содержит данный энергетический уровень? Чему они равны для s-, p-, d- и f- орбиталей? 57. Чему равно число орбиталей на p-подуровне данного энергетического уровня? Какова пространственная ориентация рx-, рy- и рz-атомных орбиталей? 58. В чем заключается правило Хунда? Разместите шесть электронов по атомным орбиталям 3d-подуровня. Чему равно их суммарное спиновое число? 59. Что следует понимать под волновыми свойствами электрона? Что такое атомная орбиталь? Какова пространственная ориентация s-, px-, py- и dxyатомных орбиталей? 60. Что такое электронное облако? Какова пространственная конфигурация s-, py- и dz2- атомных орбиталей? 61. Сколько электронов находится на каждом энергетическом уровне и подуровне у атомов элементов с порядковыми номерами 27 и 74? Составьте электронные формулы для атомов этих элементов. 62. Составьте электронные формулы для атомов элементов с порядковыми номерами 35 и 47. На основании электронной формулы определите период и группу периодической системы элементов, в которых находится этот элемент. 63. Составьте электронные формулы для атомов элементов с порядковыми номерами 33 и 41. На основании электронной формулы определите период и группу периодической системы элементов, в которых находится этот элемент. 64. Составьте электронные формулы для атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 25. На основании электронной формулы определите период и группу периодической системы элементов, в которых находится этот элемент. 65. Составьте электронные формулы для атомов элементов с порядковыми номерами 23 и 52. Какие орбитали каждого энергетического уровня занимают электроны в атомах этих элементах? 66. Составьте электронную формулу атомов элементов с порядковыми номерами 71 и 79, указав, какие орбитали занимают электроны в атоме этого элемента. На основании электронной формулы определите период и группу периодической системы элементов, в которых находится этот элемент. 67. Составьте электронные формулы для атомов элементов с порядковыми номерами 34 и 46, учитывая, что последний, находясь в пятом периоде, на пятом энергетическом уровне не содержит ни одного электрона. 68. Составьте электронные формулы для атомов элементов с порядковыми номерами 43 и 53. Какие орбитали каждого энергетического уровня занимают электроны в атомах этих элементов? К какому семейству элементов относится каждый из них? 69. Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 47 и 70, указав, какие орбитали занимают электроны в атоме этого элемента. На основании электронной формулы определите период и группу периодической системы элементов, в которых находится этот элемент. 70. Составьте электронные формулы основного состояния атома хлора и + его ионов Cl и Cl . 38

71. Какие атомы или ионы в основном состоянии имеют электронную конфигурацию 1s22s22p6? 72. Составьте электронные формулы основного состояния атома азота и + его ионов N и N . 73. Составьте электронные формулы для атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 37. На основании электронной формулы определите период и группу периодической системы, в которых находятся эти элементы. 74. Какие из электронных конфигураций соответствуют основному, возбужденному или запрещенному (невозможному) состоянию: б) 1s22s22p6; в) 1s22s22p53s3; г) 1s22s12p7? а) 1s22s22p23s1; 75. Составьте электронные формулы основного состояния атома кис+ 2лорода и его ионов О , О , О . Тема 4. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Теоретические основы История открытия Д. И. Менделеевым периодического закона. Современная формулировка периодического закона. Периодическая таблица элементов как графическое выражение периодического закона. Структура периодической системы. Периоды, группы, подгруппы. Изменение химических свойств элементов в периодической системе (вертикальная, горизонтальная и диагональная аналогии). Изменение по периодам и группам основных атомных характеристик. Периодическая система и ее связь со строением атомов элементов. Элементарные сведения о формах и свойствах химических соединений. Изменение кислотно-основных свойств соединений по группам и периодам периодической системы. Задачи 76 – 90 76. Что такое энергия ионизации атома? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная способность s- и p-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему? 77. Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность p-элементов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему? 78. Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующих элементов. 79. Исходя из закономерностей периодической системы, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов: Sr(OH)2 или Ba(OH)2, Sr(OH)2 или Cd(OH)2, Ca(OH)2 или Fe(OH)2 более сильное основание? 80. Какие элементы пятого периода периодической системы имеют оксид, отвечающий их высшей степени окисления ЭО2? 81. Как влияет повышение степени окисления элемента на свойства его гидроксидов? Исходя из этого, ответьте на вопрос: какой из двух гидроксидов 39

более сильное основание: CuOH или Cu(OH)2; TlOH или Tl(OH)3; Fe(OH)2 или Fe(OH)3? 82. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающие их высшей степени окисления. Как изменяются кислотно-основные свойства этих соединений при переходе от натрия к хлору? 83. Исходя из положения элементов в периодической системе, составьте формулы следующих соединений: метаванадиевой и рениевой кислот; оксида технеция, отвечающего высшей степени окисления технеция; водородного соединения германия. Изобразите графически формулы этих соединений. 84. Исходя из положения молибдена, гафния, ниобия и полония в периодической системе, составьте формулы следующих соединений: молибденовой и метагафниевой кислот; оксида ниобия, отвечающего высшей степени окисления ниобия; водородного соединения полония. Изобразите графически формулы этих соединений. 85. Определите элемент по следующему описанию: а) щелочной металл, у которого валентным является 4s1-электрон; б) благородный газ, содержащий на внешнем энергетическом уровне меньше восьми электронов; в) элементы с одним неспаренным 2р-электроном; г) самый легкий элемент, внешний энергетический уровень которого содержит pxpypz-электроны. 86. Какую высшую и низшую степень окисления проявляют углерод, мышьяк, сера и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим соединениям. 87. Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор - неметаллические? Напишите формулы оксидов и гидроксидов этих соединений. 88. Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы и названия соединений кальция с данными элементами в низшей степени окисления. 89. У какого из р-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы - сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов является более сильным восстановителем? 90. Какую высшую степень окисления могут проявлять германий, ванадий, марганец и ксенон? Почему? Составьте формулы оксидов данных соединений, отвечающие этой степени окисления. Тема 5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Теоретические основы Молекулы, ионы и свободные радикалы. Основные характеристики химической связи - длина, направленность, прочность, полярность. Валентные углы. Полярная и неполярная ковалентная связь. Электроотрицательность. Ионная связь как предельный случай полярной ковалентной связи. Основные положения метода валентных связей (метода ВС). Основные положения метода молекулярных орбиталей (метод МО). 40

Задачи 91 – 135 91. Распределите электроны атома серы по квантовым ячейкам. Сколько неспаренных электронов у атома серы в основном и возбужденном состояниях? Как объясняет спиновая теория наличие у серы четной переменной валентности? 92. Распределите электроны атома хлора по квантовым ячейкам. Сколько неспаренных электронов у его атома в основном и возбужденном состояниях? Как объясняет спиновая теория наличие у хлора нечетной переменной валентности? 93. Что следует понимать под валентным состоянием атома элемента в отличие от его степени окисления? Каковы валентное состояние и степень окисления азота в соединениях N2, NH4OH, N2H4 и NH3? 94. Как объясняет спиновая теория валентности четырехвалентность углерода в большинстве его соединений? Чему равна степень окисления (окислительное число) углерода в соединениях HCN, CF4, HCOOH и CO2? 95. Распределите электроны атома азота и фосфора по квантовым ячейкам. Объясните, почему с точки зрения теории валентности для азота пятивалентное состояние невозможно, а для фосфора - возможно. 96. Что называется электрическим моментом диполя? В каких единицах он выражается? Какая из молекул HF, HCl, ICl, HI имеет наибольший момент диполя? 97. Какую химическую связь называют ионной? Как она образуется и какими свойствами обладает? Что следует понимать под эффективным зарядом атома в соединении? 98. Какой тип связи осуществляется в кристаллах металлов? Какие кристаллические структуры называют ионными, атомными, молекулярными и металлическими? 99. Какую химическую связь называют водородной? В каких случаях она осуществляется? Почему температура кипения фтороводорода аномально высокая по сравнению с его аналогами? 100. Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными, индукционными и дисперсионными? 101. Какая из следующих связей полярна? Укажите для каждой полярной связи атом с большей электроотрицательностью: а) Cl-I; б) P-P; в) C-N; г) F-F; д) O-H. 102. Исходя из значений электроотрицательности, определите, какой характер имеет связь в соединениях: а) CaO; б) HI; в) Br2; г) ICl. 103. Валентность (ковалентность) элемента равна общему числу орбиталей его атомов, принимающих участие в образовании химических связей. Чему равна максимальная ковалентность атома бора? Какой механизм образования химической связи осуществляется в ионах BF4 и BH4 ? 104. В чем сущность донорно-акцепторного механизма образования ковалентной связи? Чему равна максимальная ковалентность азота? По какому механизму образуется связь в ионе NH4+? 41

105. Определите характер связи в молекулах RbCl, I2, ClF, Cl3N. Какие основные свойства характеризуют ионную и ковалентную связь? 106. Как метод ВС объясняет линейную структуру молекулы СО2? Сколько σ- и π- связей и за счет каких электронов образует углерод в этой молекуле? Имеет ли молекула СО2 электрический момент диполя? Почему? 107. Какая химическая связь в методе ВС называется локализованной и какая нелокализованной? Рассмотрите на примере строения молекулы бензола. Какие электроны атомов азота в молекуле HNO3 участвуют в образовании локализованных и какие - нелокализованных связей? 108. Распределите электроны ионов N , N+ и О по квантовым ячейкам. Какую валентность могут проявлять эти атомы в ионизированном состоянии в соединениях? Как метод ВС рассматривает строение молекулы N2O? 109. Как метод ВС объясняет строение H2O? Почему угол между связями H-O близок к тетраэдрическому? 110. Как метод ВС объясняет направленность ковалентной связи? Как метод ВС объясняет строение молекулы NH3? Почему угол между связями H-N близок к тетраэдрическому? 111. Как метод ВС объясняет линейную форму молекулы BeCl2? Почему угол между связями в молекуле H2O близок к тетраэдрическому? 112. Как метод ВС объясняет строение молекул BF3 и CH4? 113. Что такое гибридизация валентных орбиталей? Какое строение имеют молекулы тира ABn, если связь в них образуется за счет sp-, sp2-, sp3-, sp3d- и sp3d2-гибридизации орбиталей атома А? 114. Какую ковалентную связь называют σ-, π-, δ-связью? Как метод ВС объясняет строение молекулы N2? 115. Как метод ВС объясняет тетраэдрическое строение молекулы CCl4 и октаэдрическое строение молекулы SF6? 116. Распределите электроны ионов О и О+ по квантовым ячейкам. Какую валентность проявляют эти ионы в соединениях? Как метод ВС рассматривает строение молекулы СО? 117. Существование каких из приведенных ниже молекул согласно теории ВС невозможно: а) POCl3; б) NCl5; в) SF7; г) SF4; д) ICl3? Почему? 118. Какой тип гибридизации орбиталей атома фосфора осуществляется в молекуле PF5? Какова пространственная конфигурация этой молекулы? 119. Существование каких из приведенных ниже молекул согласно теории ВС невозможно: а) POF4; б) NF3; в) OF4; г) PCl5; д) BrCl3? Почему? 120. Какой тип гибридизации атомных орбиталей фосфора осуществля+ ется в ионах [PCl4] и [PCl6] , из которых состоят кристаллы P2Cl10? Какова пространственная конфигурация этих ионов? 121. Приведите энергетическую схему строения гомоядерной молекулы О2 в методе МО. Какой форме записи отражает строение этой молекулы? Как метод МО объясняет парамагнетизм кислорода?

42

122. Какая форма записи отражает строение гомоядерной молекулы азота в методе МО? Нарисуйте энергетическую схему строения этой молекулы. Как метод МО объясняет большую энергию диссоциации азота? 123. Приведите энергетическую схему строения гомоядерной молекулы F2 в методе МО. Какая форма записи отражает строение этой молекулы? 124. Нарисуйте энергетическую схему строения гетероядерной молекулы NO в методе МО. Какая форма записи отражает строение этой молекулы? Чему равен порядок (кратность) связи в этой молекуле? 125. Какая форма записи отражает строение гетероядерной молекулы СО в методе МО? Приведите энергетическую схему строения этой молекулы. Чему равен порядок (кратность) связи в этой молекуле? 126. Как метод МО объясняет, почему молекулярный ион He2+ энергетически устойчив, тогда как молекула Не2 не существует? Какая форма записи в методе МО отражает строение Не2+? Обладает ли ион Не2+ парамагнитными свойствами? Почему? 127. Как метод МО объясняет то, что в молекулярном ионе F2+ энергия связи (318 кДж/моль) больше, чем в молекуле F2 (159 кДж/моль)? Какая форма записи в методе МО отражает строение F2+ и F2? 128. Как метод МО объясняет то, что в молекулярном ионе О2+ энергия связи (644 кДж/моль) больше, чем энергия связи в молекуле О2? Какая форма записи в методе МО отражает строение О2+ и О2? 129. Какая форма записи в методе МО отражает строение гомоядерной молекулы N2 и гетероядерной молекулы СО? Как метод МО объясняет значительное сходство свойств N2 и СО? 130. Какая форма записи в методе МО отражает строение молекул N2 и О2? Как метод МО отражает то, что в молекулярном ионе О2+ энергия связи больше, чем в молекуле О2, а в молекулярном ионе N2+ она, наоборот, меньше, чем в молекуле N2? 131. Чему равен порядок (кратность) связи в двухатомных ионах О2+ и О2 ? Какая форма записи в методе МО отражает строение этих ионов? 132. Сколько электронов находится на связывающих и сколько на разрыхляющих орбиталях в ионе Не2 ? Представьте энергетическую схему строения этого иона и определите порядок (кратность) связи. 133. Какая форма записи в методе МО отражает строение иона О 2 ? Чему равна кратность связи в О22 , О2 , О2, О2+? Какие из этих частиц диамагнитны, а какие парамагнитны? 134. Какая форма- записи в методе МО отражает строение двухатомных частиц NF, NF+ и NF ? Чему равен порядок связи в этих частицах? Диамагнитными или парамагнитными свойствами они обладают? 135. Какая форма записи в методе МО отражает строение частиц Cl2 и + Cl2 ? Чему равен порядок связи в этих частицах? Какая частица имеет большую энергию связи и какая является парамагнитной?

43

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ №2 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 34 35 36

1 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 14 15 16

2 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56

3 61 62 63 64 65 66 67 66 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77

Номера задач по темам 4 5 6 81 96 126 82 97 127 83 98 128 84 99 129 85 100 130 86 101 131 87 102 132 88 103 133 89 104 134 90 105 135 91 106 136 92 107 137 93 108 138 94 109 139 95 110 140 82 111 141 83 112 142 84 113 127 85 114 143 86 115 141 87 116 140 88 117 139 89 118 138 90 119 137 91 120 136 92 121 135 93 122 134 94 123 133 95 124 132 82 125 131 81 97 130 84 98 129 85 99 128 86 100 127 87 101 126 88 102 127 44

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

7 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 161 163 164 165 166 167 168

8 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 176 178 179 180 181 182 183

Продолжение таблицы Номер варианта 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 68 69 70 71 72 73 74 75

1 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 8 9 10 11 12 13 14 15

2 57 58 59 60 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56

3 78 79 80 61 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 61 62 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78

Номера задач по темам 4 5 6 89 103 128 90 104 129 91 105 130 92 106 131 93 107 132 94 108 133 95 109 134 83 110 135 81 111 136 83 112 137 84 113 138 85 114 139 86 115 140 87 116 141 88 117 142 89 118 142 90 119 143 91 120 141 92 121 140 93 122 139 94 123 138 95 124 137 82 125 136 81 96 135 85 98 134 86 99 133 87 100 132 88 101 131 89 102 130 90 103 129 91 104 128 92 105 127 93 106 130 94 107 126 95 108 128 81 109 129 82 110 130 83 111 131 84 112 132 45

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

7 169 170 171 172 173 174 175 162 161 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 161 162 163 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 161 162 163 164

8 184 185 186 187 188 189 190 176 177 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 176 177 178 179

Окончание таблицы Номер варианта 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

1 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

2 57 58 59 60 21 23 41 24 42 25 43 26 44 27 45 28 46 29 47 30 48 31 49 32 50

3 79 80 61 62 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 61 62 63 64

Номера задач по темам 4 5 6 86 113 133 87 114 134 88 115 135 89 116 136 90 117 137 91 118 138 92 119 139 93 120 140 94 121 141 95 122 126 85 123 127 84 124 142 83 125 141 82 96 140 81 97 139 84 99 138 85 100 137 86 101 136 87 102 135 88 103 134 89 104 133 90 105 132 91 106 131 92 107 130 93 108 129

46

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

7 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175

8 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 2 Тема 1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Теоретические основы Закон сохранения энергии. Внутренняя энергия и энтальпия. Экзо- и эндотермические реакции. Стандартная энтальпия образования. Энтальпийные диаграммы. Закон Гесса и следствия из него. Понятие об энтропии. Стандартные энтропии. Изменения энтропии в различных процессах. Понятие о свободной энергии Гиббса. Расчет стандартного изменения энергии Гиббса в химических реакциях. Задачи 1-20 1. Вычислите стандартные изменения (при 298 K) энтальпии, энтропии и свободной энергии Гиббса реакции, приведенной в задаче. Является реакция экзо- или эндотермической? Чем объясняется характер изменения энтропии? Возможно ли самопроизвольное протекание этой реакции в стандартных условиях? При решении задачи пользуйтесь данными приложения 2. CH3CHO(г) = CH4(г) + CO(г). 2 *. 2NO(г) + 2H2(г) = N2(г) + 2H2O(г). 3*. 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г). 4*. C2Cl4(г) + Cl2(г) = C2Cl6(г). 5*. 4H2(г) + 2NO2(г) = 4H2O(г) + N2(г). 6*. 2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г). 7*. 2NO(г) + H2(г) = N2O(г) + H2O(г). 8*. CO(г) + Cl2(г) = COCl2(г). 9*. H2(г) + Br2(г) = 2HBr(г). 10*. H2O2(г) + H2(г) = 2H2O(г). 11*. CdO(тв) + H2(г) = Cd(тв) + H2O(г). 12*. H2(г) + I2(г) = 2HI(г). 13*. Fe3O4(тв) + 4H2(г) = 3Fe(тв) + 4H2O(г). 14*. 2NO(г) + Br2(г) = 2NOBr(г). 15*. 2N2O5(г) = 4NO2(г) + O2(г). 16*. HCHO(г) = H2(г) + CO(г). 17*. C(тв) + CO2(г) = 2CO(г). 18*. 2O3(г) = 3O2(г). 19*. CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г). 20*. N2(г) + O2(г) = 2NO(г).

*

Условие см. в задаче 1.

47

Тема 2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ Теоретические основы Скорость реакций в гомогенных и гетерогенных системах и ее зависимость от концентраций реагентов, давления и температуры. Закон действия масс. Частные и общий порядки реакции. Правило Вант-Гоффа. Обратимые реакции. Гомогенные и гетерогенные равновесия. Константа равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Смещение равновесия при изменении внешних условий. Принцип Ле Шателье Задачи 21-60 21. При некоторой температуре константа скорости реакции H2(г) + I2(г) = = 2HI(г) равна 0.16 моль/л. Частные порядки по Н2 и I2 совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. Исходные концентрации реагирующих веществ С(H2) = 0,04 моль/л, С(I2) = 0.05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость при С(H2) = 0.03 моль/л. 22. Рассчитайте, как изменится скорость реакции 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г), если: а) уменьшить объем, занимаемый газами, в 2 раза; б) увеличить С(СO) в 3 раза, а C(O2) в 2 раза. Частные порядки реакции совпадают с соответствующими стехиометрическими коэффициентами. 23. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе С2Сl4(г) + Сl2(г) = C2Cl6(г), если температуру повысить от 10 до 100°С? Температурный коэффициент реакции равен 3.2. 24. При 80°С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Сколько потребуется времени для проведения той же реакции: а) при 120°С; б) при 60°С? Температурный коэффициент данной реакции равен 2. 25. Составьте выражение для скорости реакции в гетерогенной системе H2(г) + S(тв) = H2S(г). Вычислите, во сколько раз изменится скорость прямой реакции при изменении температуры от 30 до 20°C и от 20 до 70°С, если температурный коэффициент реакции равен 3. 26. Составьте в общем виде кинетическое уравнение реакции 2CO(г) + + O2(г) = 2CO2(г). Вычислите во сколько раз изменится скорость прямой реакции при увеличении температуры от 40 до 60°С, если температурный коэффициент реакции равен 4. 27. Составьте кинетическое уравнение и определите общий порядок реакции Н2 + Br2 = 2HBr, протекающей в газовой фазе, если при увеличении концентрации H2 в 3 раза скорость реакции возрастает также в 3 раза, а при увеличении концентрации Br2 в 16 раз скорость реакции возрастает в 4 раза. Вычислите, во сколько раз изменится скорость реакции при уменьшении давления в системе в 9 раз. 28. Температурный коэффициент протекающей в гомогенной системе реакции CH3CHO(г) = CH4(г) + CO(г) равен 2.5. Вычислите во сколько раз увеличится скорость реакции при изменении температуры от 293 до 333 К. Запишите кинетическое уравнение реакции в общем виде. 48

29. Рассчитайте, как изменится скорость реакции 2NO(г) + Н2(г) = N2(г) + + 2H2O(г), если: а) уменьшить объем, занимаемый газами, в 2 раза ; б) увеличить С(NO) в 3 раза а C(Н2) в 2 раза. Частные порядки реакции совпадают с соответствующими стехиометрическими коэффициентами. 30. Температурный коэффициент протекающей в гомогенной системе реакции 2NO(г) + 2H2(г) = N2(г) + 2H2O(г), равен 3.5. Вычислите во сколько раз увеличится скорость реакции при изменении температуры от 303 до 323 К. Запишите кинетическое уравнение реакции в общем виде. 31. Рассчитайте, как изменится скорость прямой реакции в системе H2O2(г) + Н2(г) = 2H2O(г), если: а) уменьшить объем, занимаемый газами, в 4 раза; б) увеличить С(H2O2) в 2 раза и C(H2) в 2 раза. Частные порядки по H2O2 и Н2 равны 1 и 0, соответственно. 32. Составьте кинетическое уравнение и определите общий порядок протекающей в газовой фазе реакции CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г), если при увеличении концентрации СО в 5 раз, скорость реакции возрастает так же в 5 раз, а при увеличении концентрации Н2О в 6 раз, скорость реакции возрастает в 6 раз. Вычислите, во сколько раз изменится скорость реакции при уменьшении давления в системе в 9 раз. 33. Во сколько раз увеличится скорость протекающей в газовой фазе реакции 4H2(г) + 2NO2(г) = 4H2O(г) + N2(г), если температуру повысить от 30 до 60°? Температурный коэффициент реакции равен 2.7. 34. Скорость гетерогенной реакции CdO(тв) + H2(г) = Cd(тв) + H2O(г) не изменяется при уменьшении концентрации CdO в 5 раз и увеличивается в 10 раз при уменьшении объема системы в 10 раз. Определите общий порядок реакции. Как изменится скорость реакции при увеличении концентрации Н2 в 5 раз и концентрации СdO в 2 раза? 35. Определите температурный коэффициент реакции, если при понижении температуры на 45оС реакция замедлилась в 30 раз. Во сколько раз изменится скорость этой реакции при увеличении температуры от 313 до 343 К? 36. Реакция протекает по уравнению N2(г) + O2(г) = 2NO(г). Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если: а) объем системы уменьшить в 3 раза, б) концентрацию N2 уменьшить в 5 раз, а концентрацию О2 увеличить в 10 раз? Частные порядки реакции по N2 и O2 равны 1. 37. Составьте кинетическое уравнение и определите общий порядок реакции, протекающей в газовой фазе Н2(г) + I2(г) = 2HI(г), если при увеличении концентрации H2 в 4 раза, скорость реакции возрастает в 4 раза, а при увеличении концентрации I2 в 6 раз, скорость реакции возрастает так же в 6 раз. Вычислите, во сколько раз изменится скорость реакции при уменьшении давления в системе в 9 раз. 38. Константа скорости гомогенной реакции А + 2В = 3С равна 2 0.6 л ⋅моль-2⋅с-1. Начальные концентрации С(А) = 5.00 моль/л и С(В) = 3 моль/л. В результате реакции концентрация вещества В стала равной 1.0 моль/л. Какой стала концентрация вещества А и скорость реакции? Частные порядки по веществам А и В равны, соответственно, 1 и 2. 39. Разложение N2O протекает согласно уравнению 2N2O(г) = 2N2(г) + O2(г). 49

Константа скорости данной реакции равна 5·10-4л⋅мин-1⋅моль-1. Начальная концентрация N2O равна 6.0 моль/л. Определите скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда разложится 50 % N2O. Общий порядок реакции равен 2. 40. Во сколько раз увеличится скорость реакции С(тв) + СО2(г) = 2CО(г), если температуру повысить от 20 до 80°С? Температурный коэффициент реакции равен 2.1. Напишите кинетическое уравнение реакции в общем виде. 41. При некоторой температуре константа равновесия гомогенной системы N2(г) + O2(г) ⇄ 2NO(г) равна 4.1⋅10-4. Вычислите равновесную концентрацию кислорода, если равновесные концентрации N2 и NO соответственно равны 0.10 и 0.05 моль/л. 42. Начальные концентрации NO и Cl2 в гомогенной системе 2NO(г) + + Cl2(г) ⇄ 2NOCl(г) cоставляют, соответственно, 0.5 и 0.2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. 43. Начальные концентрации NO, H2 и H2O в гомогенной системе NO(г) + + 2H2(г) ⇄ N2(г) + 2H2O(г) cоответственно равны 0.10, 0.05 и 0.10 моль/л. Вычислите равновесные концентрации H2, N2 и H2O, если равновесная концентрация NO составляет 0.07 моль/л. 44. При некоторой температуре константа равновесия гомогенной системы N2(г) + 3H2(г) ⇄ 2NH3(г) равна 0.1 л2/моль2. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0.2 и 0.08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации азота. 45. При некоторой температуре константа равновесия гетерогенной системы FeO(тв) + CO(г) ⇄ Fe(тв) + CO2(г) равна 0.5. Вычислите равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации СО и СО2 равны соответственно 0.05 моль/л и 0.01 моль/л. 46. Равновесие гомогенной системы 2NO(г) + O2(г) ⇄ 2NO2(г) установилось при концентрациях NO, O2 и NO2, равных, соответственно, 0.08 моль/л, 0.03 моль/л и 0.01 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации веществ. 47. Равновесие гомогенной системы CO(г) + Cl2(г) ⇄ СOCl2(г) установилось при концентрациях [CO] = [Cl2] = [COCl2] = 0.001 моль/л. Определите константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ. 48. Как влияет на равновесие в гетерогенной системе FeO(тв) + H2(г) ⇄ Fe(тв) + H2O(г), ΔH = -23 кДж а) изменение давления; б) увеличение концентрации H2; в) удаление Fe; г) повышение температуры; д) снижение температуры? Напишите выражение для констаты равновесия.

50

49. Реакция протекает по уравнению 2А(г) + В(г) ⇄ 2АВ(г). В сторону какой реакции сместится равновесие, если общее давление понизить в 2 раза и одновременно повысить температуру на 30°С (температурные коэффициенты прямой и обратной реакции соответственно равны 2 и 3). 50. Как влияет на равновесие в гомогенной системе CO2(г) + 2H2(г) ⇄ CH3OH(г), ΔH = -193.3 кДж а) повышение давления; б) увеличение концентрации H2; в) удаление CH3OH из реакционной среды; г) повышение температуры; д) понижение температуры; е) понижение давления? Напишите выражение для константы равновесия реакции. 51. Реакция протекает по уравнению NH3(г) + HCl(г) ⇄ NH4Cl(тв), ΔH = -175.8 кДж. Напишите выражение для константы равновесия. Как сместится равновесие при следующих изменениях: а) повышение температуры; б) понижение температуры; в) увеличение концентраций NH3 и HCl; г) удаление NH4Cl из реакционной среды; д) повышение давления; е) понижение давления. 52. В гомогенной системе N2(г) + 3H2(г) ⇄ 2NH3(г) равновесные концентрации N2, H2 и NH3 равны, соответственно, 30 моль/л, 3 моль/л и 9 моль/л. Определите константу равновесия реакции. Как сместится равновесие: а) при повышении давления в системе; б) при увеличении концентраций реагентов; в) при уменьшении концентраций продуктов реакции? 53. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl5(г) ⇄ PCl3(г) + Cl2(г), ΔH = 92.59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрации веществ, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции разложения PCl5? Напишите выражение для константы равновесия. 54. Равновесие в системе 2Cl2(г) + 2H2O(г) ⇄ 4HCl(г) + O2(г) установилось при следующих концентрациях: [Cl2] = 0.8 моль/л, [H2O] = 2.2 моль/л, [HCl] = = 1.1 моль/л, [O2] = 1,6 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации Cl2 и H2O. 55. Реакция протекает по уравнению 2А ⇄ В. Исходная концентрация вещества А равна 0.5 моль/л, константа равновесия реакции 0.5 л/моль. Найдите равновесные концентрации веществ. 56. Константа диссоциации НI по уравнению 2НI(г) ⇄ H2(г) + I2(г) равна 0.12. Найдите равновесные концентрации реагирующих веществ, если сначала было взято 5 молей HI. Объем сосуда, в котором происходит реакция, равен 10 л. 57. Как влияет на равновесие гетерогенной системы C(тв) + CO2(г) ⇄ 2CO(г), ΔH = 119.8 кДж: а) добавление CO2; б) добавление С(тв); в) повышение температуры; г) повышение давления; д) введение катализатора; е) удаление CO? 51

58. Начальные концентрации NO и O2 в гомогенной системе 2NO(г ) + + O2(г) ⇄ 2NO2(г) cooтветственно равны 0.02 и 0.03 моль/л. Вычислите равновесные концентрации NO и O2, если равновесная концентрация NO2 равна 2.2·10-3 моль/л. Чему равна константа равновесия? 59. Эндотермическая реакция разложения фосгена протекает по уравнению СОСl2(г) ⇄ CO(г) + Cl2(г), ΔH = 112.5 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрации веществ, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции? Напишите выражение для константы равновесия. 60. Константа равновесия обратимой реакции CO(г)+H2O(г) ⇄ H2(г) + CO2(г) при некоторой температуре равна 1. Равновесные концентрации [H2O] = 0.6 моль/л; [H2] = 0.8 моль/л; [CO2] = 0.8 моль/л. Вычислите исходную концентрацию СО. Тема 3. РАСТВОРЫ Теоретические основы Растворы как многокомпонентные системы. Количественные способы выражения состава растворов. Растворимость. Задачи 61-80 61. К 100 мл 96 % раствора H2SO4 (ρ = 1.84 г/см3) прибавили 400 мл воды. Получился раствор с ρ = 1.225 г/см3. Чему равны массовая доля и молярная концентрация эквивалента (нормальность) полученного раствора? 62. Сколько воды надо прибавить к 100 мл 48 % раствора азотной кислоты (ρ = 1.303 г/см3), чтобы получить 20 % раствор? 63. Смешали 100 мл 50 % раствора H2SO4 ( ρ = 1.40 г/см3) и 100 мл 10 % раствора H2SO4 (ρ = 1.07 г/см3). Смесь разбавили водой до 3 л. Определите молярную концентрацию эквивалента (нормальность) полученного раствора. 64. Какова массовая доля HNO3 в растворе после разбавления, если к 500 мл ее 32 % раствора (ρ = 1.2 г/см3) прибавить 1 л воды? 65. К 100 мл 80 % раствора HNO3 (ρ = 1.46 г/см3) прибавили 400 мл воды. Получили раствор с ρ = 1.128 г/см3. Чему равны массовая доля (в %) и молярная концентрация эквивалента (нормальность) полученного раствора азотной кислоты? 66. Какой процентной концентрации получится H2SO4, если к 400 мл ее 70 % раствора (ρ = 1.611 г/см3) прибавить 500 мл воды? 67. К 0.78 л раствора NaOH с массовой долей 20 % и ρ = 1.225 г/см3 прибавили 0.14 л раствора с массовой долей NaOH 10 % и ρ = 1.115 г/см3. Определите массовую долю (%) NaOH в полученном растворе. 68. Определите мольную долю NaOH и молярную концентрацию эквивалента (нормальность) 18 % раствора гидроксида натрия с ρ = 1.203 г/см3.

52

69. К 1 л 10 % раствора КOH (ρ = 1.092 г/см3) прибавили 0.5 л 5 % раствора (ρ = 1.045 г/см3). Смесь разбавили водой до 3 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора. 70. Какой объем 96 % H2SO4 потребуется для приготовления 3 л 0.4 н. раствора? 71. Раствор, содержащий 5.0 г толуола С7H8 в 225 г бензола, имеет ρ = 0.876 г/см3. Вычислите массовую долю (%) толуола и молярную концентрацию этого раствора. 72. В 750 мл раствора содержится 10.0 г H2SO4. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента (нормальность) этого раствора. 73. Плотность 18 М раствора H2SO4 1.84 г/мл. Вычислите чему равны молярная доля и массовая доля (%) H2SO4 в данном растворе. 74. Сколько литров 0.2 М раствора NaCl можно получить из 300 г NaCl? 75. Раствор содержит 20 г I2 в 500 г ССl4. Вычислите, чему равны моляльная и массовая доля (%) иода в данном растворе. 76. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента (нормальность) 16 % (масс.) раствора AlCl3, плотность которого 1.149 г/см3. 77. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента (нормальность) 40 % (масс.) раствора H3PO4, плотность которого 1.25 г/см3. 78. Определите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента H2SO4 в растворе с массовой долей H2SO4 98 % и плотностью 1.84 г/см3. 79. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента 20 % (масс.) раствора хлорида кальция, плотность которого 1.178 г/см3. 80. Рассчитайте нормальную концентрацию эквивалента (нормальность) 30 % (масс.) раствора гидроксида натрия, плотность которого 1.328 г/см3. К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите массовую долю NaOH в полученном растворе. Тема 4. КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Теоретические основы Свойства растворов неэлектролитов. Закон Рауля. Влияние концентрации растворенного вещества на температуру кипения и замерзания раствора. Задачи 81-95 81. Что такое эбуллиоскопическая и криоскопическая константы растворителя? Вычислите криоскопическую константу бензола, зная, что при растворении 0.0125 моль вещества в 125 г бензола температура кристаллизации понижается на 0.512°С. 53

82. Температура кипения сероуглерода 46.20°С, а эбуллиоскопическая константа его 2.36. Раствор, содержащий 0.512 г серы в 10 г сероуглерода, кипит при 46.67°С. Из скольких атомов состоят молекулы серы, растворенной в сероуглероде? 83. При растворении 15 г хлороформа в 400 г эфира, эбуллиоскопическая константа которого 2.12, температура кипения повысилась на 0.665°С. Определите молекулярную массу хлороформа. 84. Водный раствор, содержащий 5.18 г растворенного вещества в 155.18 г раствора, кристаллизуется при -1.39°С. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1.86. 85. Температура кристаллизации уксусной кислоты 16.65°С, а криоскопическая константа ее 3.9. Вычислите температуру кристаллизации раствора, содержащего 0.1 моль растворенного вещества в 125 г уксусной кислоты. 86. Раствор, содержащий 0.6 г растворенного вещества в 40 г эфира, кипит при 36.13°С. Температура кипения эфира равна 35.6°С, а его эбуллиоскопическая константа равна 2.12. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества. 87. Давление пара воды при 100°С равно 1.01325·105 Па. Вычислите давление пара над 4 % раствором мочевины СО(NH2)2 при этой температуре. 88. Определите молярную массу анилина, зная, что при температуре 30°С давление пара раствора, содержащего 3.09 г анилина С6H5NH2 в 370.0 г эфира С4H10O, равно 0.858·105 Па, давление чистого эфира при той же температуре 0.864·105 Па. 89. Давление водяного пара при температуре 65°С равно 25003 Па. Определите давление водяного пара над раствором, содержащим 34,2 г сахара С12H22O11 в 90.0 г воды при той же температуре. 90. Давление пара эфира при 30°С равно 0.86392·105 Па. Сколько молей вещества надо растворить в 40 моль эфира, чтобы понизить давление пара при данной температуре на 0.013303·105 Па? 91. Вычислите температуру кристаллизации и температуру кипения раствора, содержащего 100 г этиленгликоля C2H6O2 в 900 г воды. Криоскопическая и эбуллиоскопическая константы воды соответственно равны 1.86 и 0.52. 92. Раствор, содержащий 4.6 г глицерина С3Н5(ОН)3 в 200.0 г ацетона, кипит при температуре 56.73°С. Чистый ацетон закипает при температуре 56.30°С. Вычислите эбуллиоскопическую постоянную ацетона. 93. Раствор, содержащий 80 г нафталина C10H8 в 200.0 г диэтилового эфира, кипит при температуре 35.7°С, а чистый эфир при температуре 35.0°С. Определите эбуллиоскопическую константу эфира. 94. Вычислите массу этиленгликоля С2H4(OH)2, которую необходимо прибавить на каждый килограмм воды для приготовления раствора с температурой кристаллизации -15°С. Криоскопическая константа воды 1.86. 95. Вычислите температуру кипения раствора, содержащего 0.92 г нитробензола C6H5NO2 в 5 г бензола. Эбуллиоскопическая константа бензола 2.53, а его температура кипения 80.2°С. 54

Тема 5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. рН Теоретические основы Свойства растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН. Задачи 96-125 96. В одном литре 0.01 н. раствора уксусной кислоты содержится 6.26·1021 ее молекул и ионов. Определите степень диссоциации CH3COOH в этом растворе. 97. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 3.0·10-8. Чему равна степень диссоциации HClO в 0.1 н. растворе? Вычислить концентрацию ионов водорода в этом растворе. 98. При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты будет равна 20 %, если константа диссоциации HNO2 равна 5.1·10-4? Вычислить концентрацию ионов водорода в этом растворе. 99. Вычислите степень диссоциации гидроксида аммония в 0.01 н. растворе, если константа диссоциации NH4OH равна 2.0·10-5. 100. Чему равна степень диссоциации 0.2 М раствора хлороводородной кислоты, если в литре этого раствора содержится 2.19·1023 ее молекул и ионов? 101. Рассчитайте константу диссоциации (К1) 0.1 М сероводородной кислоты, если степень ее диссоциации по первой ступени α1 = 1.05·10-3. 102. Степень диссоциации H3PO4 по первой ступени в 0.1 М растворе равна 0.17. Не учитывая диссоциацию по следующим ступеням, вычислите концентрацию водородных ионов в растворе. 103. Степень диссоциации 0.1 н. раствора NH4OH равна 1.3 %. Сколько растворенных частиц (молекул и ионов) содержится в 1 л такого раствора? 104. При какой молярной концентрации муравьиной кислоты HCOOH 95 % ее молекул будут находиться в недиссоциированном состоянии? 105. Сколько ионов и молекул в сумме содержится в 1 л 0.001 М раствора уксусной кислоты CH3COOH, если степень диссоциации ее в этом растворе 0.2? 106. Какова концентрация водородных ионов [H+] в 0.1 н. растворе синильной кислоты HCN, если ее константа диссоциации Кдисс = 4.6·10-4. 107. Во сколько раз концентрация водородных ионов в 0.1 н. растворе HCl (α = 0.92) больше, чем в растворе 0.01 н. HCl (α = 0.98) 108. Вычислите степень диссоциации и концентрацию H+ в 0.3 М растворе уксусной кислоты CH3COOH, если Кдисс = 1.8·10-5. 109. Вычислите степень диссоциации HNO2 в ее 0.01 М растворе и концентрацию ионов водорода в растворе, если Кдисс= 4.6·10-4. 55

110. Определите степень диссоциации и концентрацию ионов ОH- в 0.01 н. растворе NH4OH, если Кдисс = 2·10-5. 111. Что называется ионным произведением воды? Вычислите pH и pOH 0.01 н. раствора уксусной кислоты, степень диссоциации которой в этом растворе равна 4.2 %. 112. 2 мл 96 % H2SO4 (ρ=1.84 г/см3) разбавили до 3 л. Вычислите pH раствора при α = 1. 113. Чему равен pH раствора, в литре которого содержится 0.0051 г гидроксильных ионов? 114. Вычислите pH 3.12 % раствора хлороводородной кислоты с ρ = 1.015 г/см3 при α = 1. 115. 1 г 72 % азотной кислоты разбавили до 3.3 л. Чему будет равно pH раствора при α= 1? 116. 2 мл 72 % HNO3 (ρ = 1.43 г/см3) разбавили до 2 л. Вычислите pH раствора при α = 1. 117. Могут ли pH и pOH быть равны нулю, меньше нуля? Чему равны pH и pOH раствора, концентрация ионов водорода в котором равна 10-4 моль/л? 118. Что называют водородным и гидроксильным показателями? Вычислите pH и pOH 0.1 н. раствора синильной кислоты. Константа диссоциации HCN равна 7.2·10-10. 119. 5 г раствора 98 % H2SO4 разбавили до 5 л. Вычислите pH раствора при α = 1. 120. В 10 л раствора содержится 1 г NaOH. Вычислите pH и pOH этого раствора при α = 1. 121. Смешали равные объемы растворов сильных кислот с pH 1 и pH 2. Вычислите pH полученного раствора. 122. Вычислите pH раствора, полученного смешением равных объемов растворов щелочей с pH 12 и pH 11. 123. Смешали равные объемы растворов сильных кислоты и щелочи с pH 2 и pH 11 соответственно. Вычислите pH полученного раствора. 124. Вычислите молярную концентрацию раствора H2SO4, если pH = 2.2. 125. Вычислите концентрацию ионов H+ и OH- в растворе, pH которого 4.3. Тема 6. РЕАКЦИИ ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Теоретические основы Ионно-молекулярные уравнения реакций. Задачи 126-160 126. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные (полное и краткое) уравнения реакций, протекающих в растворах при взаимодействии следующих веществ: а) Na2S + FeSO4 → …; б) K2S + HCl → …; в) Рb(NO3)2 + HCl → …. 56

127. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные (полное и краткое) уравнения реакций, протекающих в растворах при взаимодействии следующих веществ: а) Na2СO3 + H2SO4 → …; б) CuSO4 + NaOH → …; в) Ba(NO3)2 + K3PO4 → …. 128. В молекулярной и ионно-молекулярной форме запишите уравнения реакций, протекающих в растворах следующих веществ: a) CH3COOH + NaOH → …; б) Zn(OH)2 + NaOH → …; в) Fe(NO3)2+ Na2S → …. 129. Составьте краткие ионно-молекулярные и по ним молекулярные уравнения реакций: а) Cr(OH)2+ +2OH → …; б) Ni2+ + S2 → …; в) NH4OH + H+ → …. 130. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные (полные и краткие) уравнения реакций, протекающих при смешивании растворов следующих веществ: а) AgNO3 + FeCl3 → …; б) CaCO3 + HCl → …; в) Na3PO4 + Ba(NO3)2 → …. 131. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные (полные и краткие) уравнения реакций взаимодействия: а) хлорида бария и сульфата алюминия; б) ацетата калия и серной кислоты; в) хлорида аммония и гидроксида калия (при нагревании). 132. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих при смешивании попарно растворов: а) ВаCl2 + K2SO4 → …; б) Ca(OH)2 + HCl → …; в) BaCO3 + HCl → …. 133. Используя краткие ионно-молекулярные уравнения, составьте молекулярные и полные ионно-молекулярные уравнения реакций: а) H+ + OH → …; б) Ba2+ + SO42 → …; в) Сu2+ + S2 → …. 134. Составьте по два молекулярных уравнения для каждого краткого ионно-молекулярного уравнения: а) Pb2+ + 2I → …; б) 3Ba2+ + 2PO43 → …. 135 .Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения (полное и краткое) реакций, протекающих в растворах: а) MgCl2 + Na2CO3 → …; б) CH3COOH + H2SO4 → …; в) MgCO3 + HCl → …. 136. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих при сливании растворов: а) нитрата алюминия и сульфида натрия; б) сульфата хрома и карбоната натрия. 137. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные (полные и краткие) уравнения реакций, протекающих при смешивании растворов: а) Pb(NO3)2 + KI → …; б) Cu(OH)2 + HNO3 → …; в) Na2S + H2SO4 → …. 138. Используя краткие ионно-молекулярные уравнения, составьте молекулярные и полные ионно-молекулярные уравнения реакций: а) Ag+ + Cl → …; б) Cu2+ + S2 → …; в) H+ + OH → …. 139. К СаСO3 прилили растворы: а) H2SO4; б) HNO3; в) NaOH. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения протекающих реакций. 140. Составьте по два молекулярных уравнения для каждого краткого ионно-молекулярного уравнения: а) NH4+ + OH → …; б) CH3COO + H+ → …. 141. В каком случае произойдет реакция в водном растворе: 57

K2CO3 + K2SO4; K2SO4 + BaCl2? Составьте полное и краткое ионномолекулярные уравнения реакций. 142. С каким из перечисленных веществ взаимодействует H2S: KNO3; NaCl; NaOH? Ответ обоснуйте с помощью краткого и полного ионномолекулярных уравнений. 143. С каким из перечисленных веществ не взаимодействует K2CO3: MgSO4; CaCO3; Na2SO4? Ответ обоснуйте с помощью полных и кратких ионномолекулярных уравнений. 144. Смешали растворы: а) KCl + HNO3; б) KCl + AgNO3. В каком из приведенных случаев произойдет взаимодействие? Ответ обоснуйте с помощью полных и краткий ионно-молекулярных уравнений. 145. Какие ионы не могут сосуществовать в водном- растворе в заметных 2+ 22+ количествах: a) Сd , CO3 ; б) Mg , Cl ; в) Ag+, Cl ? Напишите ионномолекулярные и молекулярные уравнения протекающих реакций. 146. Какие ионы не могут сосуществовать в водном растворе в заметных 2+ 2+ 2количествах: Pb , Ni , Cl , OH , SO4 ? Ответ обоснуйте с помощью кратких ионно-молекулярных уравнений. 147. В какой из приведенных систем произойдет химическое взаимодействие: a) CuSO4 + H2S; б) СuSO4 + HCl? Составьте полное и краткое ионномолекулярные уравнения реакции. 148. С каким из перечисленных веществ взаимодействует Аl(NO3)3: KNO3; NaOH; Na3PO4? Ответ обоснуйте с помощью краткого и полного ионномолекулярных уравнений. 149. С каким из перечисленных веществ не взаимодействует Ba(NO3)2: MgSO4; CaCO3; NaOH? Ответ обоснуйте с помощью полных и кратких ионномолекулярных уравнений. 150. В каком случае произойдет реакция в водном растворе: CuCl2 + + K2SO4; CuCl2 + Na2S? Составьте полное и краткое ионно-молекулярные уравнения. 151. В водном растворе находятся вещества: а) NH4OH, NaCl; б) HgCl2, NaOH; в) Сo(NO3)2, Na2SO4. В каких случаях произойдет химическое взаимодействие? Напишите краткие и полные ионно-молекулярные уравнения протекающих реакций. 152. Смешали растворы: а) CaCl2 + NaNO3; б) Ca(NO3)2 + Na3PO4. В каком из приведенных случаев произойдет химическое взаимодействие? Ответ обоснуйте с помощью полных и кратких ионно-молекулярных уравнений. 153. В каком случае произойдет химическая реакция в водном растворе: ZnCl2 + Ba(NO3)2; ZnCl2 + Ba(OH)2? Составьте полное и краткое ионно-молекулярные уравнения. 154. Какие ионы -не могут сосуществовать в водном растворе в заметных 2+ 2 + + количествах: a) Сu , S ; б) Na , Cl ; в) Ag , Cl ? Напишите ионно-молекулярные и молекулярные уравнения протекающих реакций. 155. В каком случае произойдет реакция в водном растворе: CrCl3 +

58

+ K2SO4; CrCl3 + Ba(OH)2? Ответ обоснуйте с помощью полного и краткого ионно-молекулярных уравнений. 156. Какие ионы не могут сосуществовать- в водном растворе в заметных + + 2+ 3+ количествах: a) Ag , Na , Cl , S ; б) Li , Bi , F , NO3 ? Ответ обоснуйте с помощью кратких ионно-молекулярных уравнений. 157. Смешали растворы: а) H3PO4 + NaNO3; б) Ca(NO3)2 + K3SO4. В каком из приведенных случаев произойдет взаимодействие? Ответ обоснуйте с помощью полных и кратких ионно-молекулярных уравнений. 158. В каком случае произойдет реакция в водном растворе: a) CuCl2 + + KOH; б) HCl + Ва(OH)2; в) NaNO3 + KOH? Ответ обоснуйте с помощью полного и краткого ионно-молекулярных уравнений. 159. Какие ионы не могут сосуществовать в водном растворе в заметных 2+ 2+ 22количествах: Sr , Cu , CO3 , S ? Ответ обоснуйте с помощью кратких ионномолекулярных уравнений. 160. В водном растворе находятся вещества: а) АlCl3, NaCl; б) MgBr2, KOH; в) Ca(NO3)2, Na2SO4. В каких случаях произойдет химическое взаимодействие? Напишите краткие и полные ионно-молекулярные уравнения протекающих реакций. Тема 7. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ Теоретические основы Насыщенные растворы. Произведение растворимости. Задачи 161-175 161. Произведение растворимости сульфата кальция равно 6.26·10-5. Образуется ли осадок, если смешать равные объемы 0.04 н. растворов CaCl2 и Na2SO4? 162. Вычислите произведение растворимости карбоната стронция, если в 5 л насыщенного раствора содержится 0.05 г этой соли. 163. Произведение растворимости SrSO4 равно 3.6·10-7. Вычислите растворимость этой соли в молях на литр и граммах на литр. 164. Вычислите произведение растворимости Fe(OH)3, если в 100 мл его раствора содержится 9.6·10-5 г этого гидроксида. 165. Произведение растворимости MgF2 равно 7.0·10-9. Вычислите растворимость этой соли в молях на литр и в граммах на литр. 166. Произведение растворимости Ag2SO4 равно 7.0·10-5. Образуется ли осадок, если к 0.02 н. раствору AgNO3 прибавить равный объем 1 н. раствора H2SO4? 167. Сколько воды потребуется для растворения 1 г BaСO3, произведение растворимости которого равно 1.9·10-9. 168. В 100 мл насыщенного раствора PbI2 содержится 0.0268 г ионов свинца. Вычислите произведение растворимости этой соли. 59

169. Концентрация ионов магния в насыщенном растворе Mg(OH)2 cоставляет 2.6·10-3 г/л. Вычислите произведение растворимости этого гидроксида. 170. Произведение растворимости AgI равно 8.5·10-17. Образуется ли осадок, если смешать равные объемы 0.002 н. растворов NaI и AgClO4? 171. Произведение растворимости PbSO4 равно 1.3·10-8. Вычислите растворимость этой соли в молях и в граммах на литр. 172. Произведение растворимости CdCO3 и Ag2CO3 cоответственно равны -12 5.2·10 и 8.2·10-12. Вычислите молярные растворимости этих солей. Почему при близких значениях ПР растворимость этих солей отличается почти в 100 раз? 173. Растворимость AgCl в воде при 25оС равна 1.3·10-5 моль/л. Вычислите произведение растворимости хлорида серебра при этой температуре и его растворимость в граммах на литр. 174 .Произведение растворимости CaCO3 равно 4.8·10-9. Вычислите растворимость этой соли в молях на литр и в граммах на литр. 175. Растворимость Ag3PO4 в воде при 20°С равна 0.0065 г/л. Вычислите произведение растворимости этой соли.

Тема 8. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Теоретические основы Гидролиз. Степень гидролиза, ее зависимость от концентрации и температуры. Задачи 176-190 176. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CrCl3, FeSO4 и Na2S. Какие из перечисленных растворов имеют pH < 7, pH > 7? 177. Какую реакцию имеют растворы солей Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, K2CO3, KNO3, NaCN? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями. 178. Почему растворы NaF и Na2S имеют щелочную, а растворы ZnSO4 и NH4NO3 кислую реакцию? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями. 179. Как зависит степень гидролиза от температуры? Почему? В какую сторону сместится равновесие гидролиза NaCN, если к раствору прибавить: а) щелочь; б) кислоту; в) хлорид аммония? 180. Почему растворы K2CO3 и NaCN имеют щелочную реакцию, а растворы NH4Cl и ZnCl2 - кислую? Ответ подтвердите, составив уравнения гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 181. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl2 или FeCl3, MgCl2 или ZnCl2, NaCN или CH3COONa? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей? 60

182. 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. 183. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na2CO3 или Na2SO3; СuCl или CuCl2; SnCl2 или SnCl4? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей. 184. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: CH3COONa или HCOONa; K2S или K2Te; NaNO2 или NaCl? Почему? Составьте ионно-молекулярные молекулярные уравнения гидролиза этих солей. 185. Растворы кислоты и основания смешали в эквивалентных соотношениях: а) NH4OH и HCl; б) NaOH и HCl; в) NaOH и CH3COOH. Как окрасится лакмус в растворах? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. 186. К раствору FeCl3 добавили: а) HCl; б) NaOH; в) ZnCl2; г) H2O; д) Na2CO3. В каких случаях гидролиз хлорида железа(III) усиливается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. 187. Какую окраску приобретает фенолфталеин в растворе ацетата натрия CH3COONa? Почему окраска при нагревании усиливается, а при охлаждении ослабевает? Составьте ионно-молекулярное уравнения соответствующих реакций. 188. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) AlCl3 и Na2S; б) CrCl3 и Na2CO3; в) Fe2(SO4)3 и ZnCl2; г) Сr(NO3)3 и MgCl2; д) Fe2(SO4)3 и ZnCl2? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 189. К растворам Na2SO4, CrCl3, MgCl2, Al2(SO4)3, Fe(NO3)3 добавили раствор карбоната натрия Na2CO3. В каких случаях наблюдается выделение CO2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 190. В какую сторону сместится равновесие гидролиза KCN, если к раствору прибавить: а) NaOH; б) HCl; в) Na2CO3; г) Н2О? Ответ подтвердите ионно-молекулярным уравнением гидролиза.

61

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ № 3 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 34 35 36 37 38 39

1 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11

2 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 16 18 19 20 21 22 23 24 25 26

3 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 32 31 45 44 43 42 41 40 39 38 37

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

Номера задач по темам 4 5 6 75 76 106 151 74 77 107 15 2 73 78 108 153 72 79 109 154 71 80 110 155 70 81 111 156 69 82 112 157 68 83 113 158 67 84 114 159 66 85 115 160 65 86 116 161 64 87 117 162 63 88 118 163 62 89 119 164 74 90 120 165 61 91 121 166 62 92 122 167 63 93 123 168 64 94 124 169 65 95 125 170 66 96 126 171 67 97 127 172 68 98 128 173 69 99 129 174 70 100 130 175 71 101 131 176 72 102 132 177 73 103 133 178 74 104 134 179 75 105 135 180 56 77 136 181 57 78 137 182 58 79 138 183 59 80 139 184 60 81 140 185 61 82 141 186 62 83 142 187 63 84 143 188 64 85 144 189 62

226 227 228 229 230 231 232 233 234 235 236 237 238 239 240 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218 219

241 242 243 244 245 246 247 248 249 250 251 252 253 254 255 256 257 258 259 260 261 262 263 264 265 266 267 268 269 270 271 242 243 244 245 246 247 248 249

7 256 257 258 259 260 261 262 263 264 265 266 267 268 269 270 271 272 273 274 275 276 277 278 279 280 281 282 283 284 285 286 272 273 274 275 276 277 278 279

316 317 318 319 320 321 322 323 324 325 326 327 328 329 330 331 332 333 334 335 336 337 338 339 340 341 342 343 344 345 241 287 288 289 290 291 292 293 294

Номер варианта 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 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79

1 12 13 14 15 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 1 2 3 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 1 2 3 4 6 7 8 9

2 27 28 29 30 16 17 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 16 17 18 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 17 16 18 19 21 22 23 24

3 36 35 34 33 32 31 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 34 33 32 31 44 43 42 41 40 39 38 37 36 35 34 33 32 31 45 35 36 37 38

55 66 67 68 69 70 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 67 68 69 61 74 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 60 61 62 63

Продолжение таблицы Номера задач по темам 4 5 6 7 65 86 145 190 220 250 280 295 71 87 146 191 221 251 281 296 72 88 147 192 222 252 282 297 73 89 148 193 223 253 283 298 74 90 149 194 224 254 284 299 75 91 150 195 225 255 285 300 74 92 122 155 200 256 286 301 73 93 123 156 201 257 287 302 72 94 124 157 202 258 288 303 71 95 125 158 203 259 289 304 70 96 126 159 204 260 290 305 69 97 127 160 205 261 291 306 68 98 128 161 206 262 292 307 67 99 129 162 207 263 293 308 66 100 130 163 208 264 294 309 73 101 131 164 209 265 295 310 62 102 132 165 210 266 296 311 63 103 133 166 211 267 297 312 64 104 134 167 212 268 298 313 65 105 135 168 213 269 299 314 66 76 136 169 214 270 300 315 70 78 137 170 215 277 301 316 71 79 138 171 216 278 302 317 72 80 139 172 217 279 303 318 73 81 140 173 218 280 304 319 75 82 141 174 219 281 305 320 50 83 142 175 220 282 306 321 51 84 143 176 221 283 307 322 52 85 144 177 222 284 308 323 53 86 145 178 223 285 309 324 54 87 146 179 224 276 310 325 55 88 147 180 225 275 311 326 56 89 148 181 226 274 312 327 57 90 149 182 227 273 313 328 58 91 150 183 228 272 314 329 59 92 121 184 229 271 315 330 66 93 107 185 230 312 316 331 67 94 108 186 231 313 317 332 68 95 109 187 232 314 318 333 60 96 110 188 233 315 319 334 63

Окончание таблицы Номер варианта 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 00

1 10 11 12 13 14 15 1 2 3 4 5 7 8 9 10 11 12 13 14 15 1

2 25 26 27 28 29 30 18 17 16 20 19 29 28 27 26 25 24 23 22 21 20

3 39 40 41 42 43 44 45 31 32 33 34 43 42 41 40 39 38 37 36 35 34

64 65 72 73 46 47 48 49 50 51 52 53 62 63 64 65 66 67 56 57 48

Номера задач по темам 4 5 6 70 97 111 189 71 98 112 190 75 99 113 191 74 100 114 192 54 101 115 193 55 102 116 194 56 103 117 195 57 104 118 151 58 105 119 152 59 77 120 153 60 76 106 154 61 105 116 173 75 104 117 174 74 103 118 175 73 102 119 176 72 101 120 177 70 100 121 178 71 99 122 179 61 98 123 180 62 97 124 181 63 96 125 182

234 235 236 237 238 239 240 196 197 298 199 201 202 203 204 205 233 234 235 236 237

301 302 303 304 305 306 307 308 309 310 311 246 247 248 249 250 251 252 253 254 255

7 320 321 322 323 324 325 326 327 328 329 330 306 307 308 309 310 311 312 313 314 315

335 336 337 338 339 340 341 342 343 344 345 331 332 333 334 335 336 337 338 339 340

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 3 Тема 1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Теоретические основы Степень окисления. Процессы окисления и восстановления. Важнейшие окислители и восстановители. Изменение окислительно-восстановительных свойств в соответствии с положением элементов в периодической системе элементов Д.И.Менделеева. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса и ионно-электронный метод. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Вычисление химических эквивалентов в окислительно-восстановительных реакциях. Задачи 1-15 1. Зная степени окисления марганца, серы и азота в соединениях KMnO4, H2S и HNO2, определите, какое из них, за счет атомов этих элементов, является окислителем, какое восстановителем и какое проявляет как окислительные, так 64

и восстановительные свойства. Почему? Напишите электронные уравнения реакции и расставьте стехиометрические коэффициенты: КMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O КMnO4 + H2S → MnO2 + S + H2O. 2. Зная степени окисления хрома, иода и серы в соединениях K2Cr2O7, KI и H2SO3, определите, какое из них, за счет атомов этих элементов, является окислителем, какое восстановителем и какое проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? Напишите электронные уравнения реакции и расставьте стехиометрические коэффициенты: K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O K2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O. 3. Почему азотистая кислота за счет атомов азота способна проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Напишите электронные уравнения реакции и расставьте стехиометрические коэффициенты: KNO2 + KI + H2SO4 → I2 + N2 + K2SO4 + H2O KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O. 4. Почему сернистая кислота за счет атомов серы способна проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Напишите электронные уравнения реакции и расставьте стехиометрические коэффициенты: Na2SO3 + Na2S + H2SO4 → S + Na2SO4 + H2O Na2SO3 + HNO3 → Na2SO4 + NO2 + H2O. 5. Какие реакции называют реакциями самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования)? Почему гидразин N2H4, пероксид водорода H2O2 и хлорат калия KClO3 способны к диспропорционированию? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций диспропорционирования, происходящих при нагревании этих веществ. 6. Какие реакции называют реакциями внутримолекулярного окислениявосстановления? Напишите электронные уравнения реакций и расставьте стехиометрические коэффициенты, обозначив окислитель и восстановитель в каждой из них: 1) KClO3 → KCl + ...; 2) NH4NO2 → N2 + ...; 3) KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + .... 7. Атом какого элемента самый сильный восстановитель и атом какого элемента самый сильный окислитель? Почему? Напишите электронные уравнения реакций и расставьте стехиометрические коэффициенты: AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O F2 + Mn(OH)2 + KOH → KMnO4 + KF + H2O. 8. Почему атомы большинства р-элементов способны к реакциям диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления? На основании электронных уравнений допишите уравнения реакций: P + KOH + H2O → K(PH2O2) + ...; Te + NaOH → Na2TeO3 + .... 9. Является ли окислительно-восстановительной реакцией разложение муравьиной кислоты HCOOH = CO + H2O? Если да, то на основании электрон65

ных уравнений расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях обеих реакций, укажите окислитель и восстановитель: СH3OH + KMnO4 + H2SO4 → HCOOH + MnSO4 + K2SO4 + H2O. 10. Какие из ионов металлов могут проявлять восстановительные свойства: Sn4+, V2+, Mn4+, In3+? Почему? На основании электронных уравнений расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций: Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O VSO4 + NaNO3 + H2O → VOSO4 + NH3 + NaOH. 11. Какие из ионов металлов могут проявлять окислительные свойства: 4+ Pb , V3+, Tl3+, Cr3+? Почему? На основании электронных уравнений расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций: КMnO4 + K2S + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O H2O2 + Pb(SO4)2 → O2 + PbSO4 + …. 12. Какие из ионов: SO32-, NH4+, Cl-, ClO2-, NO3-, за счет атомов S, N и Cl, могут проявлять окислительные свойства? Почему? На основании электронных уравнений расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций: Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O KClO2 → KClO3 + KCl . 13. Какие из ионов: PH4+, SO42-, NO2-, PH2O2-, ClO4-, за счет атомов P, S, N и Cl, могут проявлять восстановительные свойства? Почему? На основании электронных уравнений расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций: КMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O NiSO4 + K(PH2O2) + H2O → Ni + KHSO4 + H2SO4 + H3PO4. 14. Какие из молекул: NO, SO3, PH3, H2S, Cl2O7, за счет атомов N, S, P и Cl, могут проявлять восстановительные свойства? Почему? На основании электронных уравнений расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций: КMnO4 + NH3 → MnO2 + KNO3 + KOH + H2O PH3 + HNO3 → H3PO4 + NO + H2O. 15. Чем можно объяснить, что в приведенных ниже уравнениях на 1 моль K2Cr2O7 приходится разное количество пероксида водорода? В каком уравнении стехиометрические коэффициенты соответствуют электронным уравнениям: K2Cr2O7 + 5H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4O2 + K2SO4 + 9H2O K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3O2 + K2SO4 + 7 H2O K2Cr2O7 +7H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 5O2 + K2SO4 + 11H2O.

66

Тема 2. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ Теоретические основы Электродный потенциал. Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы металлов. Зависимость стандартных электродных потенциалов от концентрации. Уравнение Нернста. Гальванические элементы. Анодные и катодные процессы в гальваническом элементе. Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента. Концентрационные гальванические элементы. Электролиз водных растворов электролитов. Катодные и анодные процессы. Последовательность разряда ионов и молекул воды на катоде и аноде (инертном и активном). Электрохимическая коррозия металлов. Задачи 16-30 16. Как строится ряд напряжений металлов? Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuSO4; б) ZnSO4; в) Pb(NO3)2? Почему? 17*. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала? 18*. Марганцевый электрод в водном растворе сульфата марганца имеет потенциал -1.23 В. Вычислите молярную концентрацию ионов Mn2+. 19*. В чем сущность электрохимической коррозии металлов? Как происходит коррозия оцинкованного и луженого (покрытого оловом) железа при нарушении защитного покрытия: а) во влажном воздухе; б) в кислоте? Ответ обоснуйте и составьте электронно-ионные уравнения реакций, идущих на аноде и катоде. 20*. Серебро не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Если к серебру, погруженному в кислоту, прикоснуться цинковой палочкой, то на нем начинается бурное выделение водорода. Объясните это явление. Составьте уравнение происходящей при этом реакции. 21*. Составьте электронные уравнения электродных процессов электролиза водных растворов NaF, KCl и AgNO3 с угольными электродами, а CuSO4 с медным анодом. 22*. В течение некоторого времени проводили электролиз растворов NaCl и Na3PO4. Изменилось ли от этого количество соли в том и в другом случае? Ответы мотивируйте, составьте электронные уравнения реакций, идущих на аноде и катоде. 23*. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух серебряных электродов, один из которых погружен в 0.01 н., а другой - в 0.1 н. раствор AgNO3. *

* См. приложение 3.

67

24*. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, погруженных в растворы солей с концентрацией [Pb2+] = [Mg2+] = 0.01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? 25*. Чему равен потенциал водородного электрода при: а) рН 10; б) рН 3? 26*. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора СuSO4. Сколько граммов меди выделилось на катоде, если на аноде выделилось 350 мл (н.у.) кислорода? 27*. При электролизе водного раствора соли значение рН в приэлектродном пространстве одного из электродов возросло. Раствор какой соли подвергся электролизу: а) КСl; б) Cu(NO3)2; в) ZnSO4? Составьте электронные уравнения электродных процессов, происходящих при электролизе указанных солей. 28*. Какой из металлов явлется катодом и какой - анодом в паре Al-Fe. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при коррозии: а) в кислой среде; б) в водном растворе хлорида натрия, содержащего растворенный кислород. 29*. Вычислите ЭДС концентрационного гальванического элемента, состоящего из двух водородных электродов, погруженных в растворы кислот с рН 2 и рН 4. 30*. Какое покрытие металла называется анодным и какое катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, частично покрытого медью, во влажном воздухе и в серной кислоте. Что является продуктом коррозии в каждом случае? Тема 3. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Теоретические основы Окислительно-восстановительные потенциалы и их связь со свободной энергией Гиббса. Использование таблицы окислительно-восстановительных потенциалов для определения направления протекания окислительно-воcстановительных реакций. Задачи 31-45 31 . Как определяются стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных систем? На основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительной системе. Исходя ∗

*

См. приложение 3.

68

из значений стандартных электродных потенциалов, определите, прямая или обратная реакция будет протекать в этой системе при стандартных условиях. Cr3+ + NO3- + H2O → Cr2O72- + NO + H+. 32 **. Fe2+ + ClO3- + H+ → Fe3+ + Cl- + H2O. 33**. Cl2 + Mn2+ + H2O → MnO4- + Cl- + H+. 34**. CrO42- + Br- + H2O → CrO2- + Br2 + OH-. 35**. IO3- + SO32- + H+ → I2 + SO42- + H2O. 36**. NO3- + Fe2+ + H+ → NO + Fe3+ + H2O. 37**. MnO4- + Bi3+ + H2O → Mn2+ + BiO3- + H+ . 38**. Fe3+ + I- + H2O → Fe2+ + I2 + H+. 39**. SO42- + Cr3+ + H2O → SO32- + Cr2O72- + H+. 40**. AsO2- + I2 + H2O → AsO43- + I- + H+. 41**. MnO2 + I- + H2O → Mn2+ + I2 + H2O. 42**. MnO4- + SO32- + H2O → MnO2 + SO42- + OH-. 43**. Cr3+ + Fe3+ + H2O → Cr2O72- + Fe2+ + H+. 44**. MnO4- + H2O2 + H+ → Mn2+ + O2 + H2O. 45**. MnO2 + ClO3- + H2O → Cl2 + MnO4- + H+. Тема 4. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Теоретические основы Классификация, номенклатура и изомерия комплексных соединений. Взаимное влияние лигандов. Хелатные соединения, их особенности. Квантово-механические методы трактовки химической связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей. Внешне- и внутриорбитальные комплексы. Понятие о теории кристаллического поля. Спектрохимический ряд лигандов. Высоко- и низкоспиновые комплексы. Окраска комплексов. Применение метода молекулярных орбиталей к комплексам. Молекулярные орбитали октаэдрических комплексов. Комплексы с π-связями. Задачи 46 –75 46. Определите заряд комплексного иона, координационное число и степень окисления комплексообразователя в соединениях: Na[Ag(NO2)2]; K2[MoF6]; [Co(H2O)2(NH3)Cl]Cl2; K3[Cr(CN)6]. 47. Составьте координационные формулы семи комплексных соедиений, которые можно получить из сочетания частиц Со3+, NH3, NO2-, K+. Напишите уравнения их диссоциации в водных растворах. Какое из этих соединений является комплексным неэлектролитом? Координационное число Со3+ равно 6.

**

См. приложение 3 и условие в задаче 31.

69

48. Составьте координационные формулы и напишите уравнения диссоциации комплексных соединений платины PtCl2.4NH3, PtCl2.3NH3, PtCl2.2NH3, PtCl2.KCl.NH3, PtCl2.2KCl в водных растворах. Какое из этих соединений является комплексным неэлектролитом? Kоординационное число Pt2+ равно 4. 49. Составьте координационные формулы и напишите уравнения диссоциации комплексных соединений CoCl3.4NH3, CoBr3.4NH3.2H2O, CoCl3.4NH3.H2O, Co(CN)3.3KCN в водных растворах. Координационнoe число Со3+ равно 6. 50. Определите заряд (х) следующих ионов: а) [PtCl(OH)5]x; б) [Pt(H2O)(NH3)2Cl]x; в) [Co(NH3)2(NO2)4]x; г) [Au(CN)2Br2]x. Cтепени окисления комплексообразователей: а) +4; б) +2; в) +3; г) +3. Напишите формулы соединений, содержащих эти комплексные ионы. 51. Приведите по два примера катионных, анионных и нейтральных комплексов. Укажите, чему равны степень окисления, координационное число комплексообразователя в каждом из них. 52. Что называется константой нестойкости комплексного иона? Напишите выражение константы нестойкости для комплексных ионов: [CuCl2]-; [Cu(NH3)4]2+; [Fe(CN)6]3-. 53. Растворы солей кадмия образуют со щелочами осадок Cd(OH)2, а с сероводородом - осадок CdS. Чем можно объяснить, что раствор тетрацианокадмата(II) калия K2[Cd(CN)4] образует осадок с сероводородом и не дает осадка со щелочью? 54. Чем можно 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. 55. Какой комплексный ион должен быть прочнее: [Co(NH3)6]2+ или [Co(NH3)6]3+; [Fe(CN)6]3- или [Fe(CN)6]4-; [Cd(NH3)]2+ или [Cd(CN)4]2-? Почему? Ответьте, не прибегая к числовым величинам констант нестойкости. 56. Какие комплексные соединения называют двойными солями? Напишите уравнения диссоциации солей K4[Fe(CN)6] и (NH4)2Fe(SO4)2. К каждой из них прилили раствор щелочи. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа? 57. Почему при добавлении азотной кислоты к раствору хлорида диамминсеребра(I) [Ag(NH3)2]Cl образуется осадок AgCl? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции и объясните причину разрушения комплексного иона. 58. Растворы солей меди со щелочами образуют осадок Cu(OH)2, а с сероводородом - осадок CuS. Чем можно объяснить, что концентрированный раствор сульфата тетраамминмеди(II) [Cu(NH3)4]SO4 образует осадок с сероводородом и не дает осадка со щелочью? 59. Иодид серебра растворяется в KCN и не растворяется в водном аммиаке. Напишите уравнение этой реакции. Исходя из этого, решите какой

70

комплексный ион: [Ag(NH3)2]+ или [Ag(CN)2]-, имеет меньшее значение константы нестойкости? 60. При прибавлении KCN к раствору сульфата тетраамминцинка [Zn(NH3)4]SO4 образуется растворимый тетрацианоцинкат калия K2[Zn(CN)4]. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Константа нестойкости какого иона: [Zn(NH3)4]2+ или [Zn(CN)4]2-, больше? Почему? 61. Какие комплексные соединения называют ацидокомплексными и какие аутокомплексными? Приведите примеры. 62. Какие комплексные соединения называют изомерами? Приведите примеры гидратной, ионизационной и пространственной изомерии комплексных соединений. 63. Как метод ВС объясняет октаэдрическое строение карбонила хрома? Почему в данном соединении координационное число хрома(0) равно 6? 64. Как метод ВС объясняет тетраэдрическое строение иона [Zn(NH3)4]2+? Почему координационное число Zn2+ равно 4? 65. Как метод ВС объясняет тетраэдрическое строение карбонила никеля? Почему в данном соединении координационное число никеля(0) равно 4? 66. Как метод ВС объясняет строение карбонила железа? Почему он имеет строение тригональной бипирамиды, а координационное число железа(0) в данном соединении равно 5? 67. Как метод ВС объясняет тетраэдрическое строение комплексных ионов NH4+ и BH4-? 68. Какие орбитали иона хрома(III) принимают участие в образовании химических связей высокоспинового внешнеорбитального комплексного иона [Cr(H2O)6]3+? Как метод ВС объясняет октаэдрическое строение этого иона? 69. Какие орбитали пятого энергетического уровня кадмия(II) принимают участие в образовании химических связей комплексного иона [Cd(NH3)6]2+? Как метод ВС объясняет октаэдрическое строение этого иона? 70. Как метод ВС объясняет строение молекулярного комплекса H3N.BF3 и диамагнетизм [Fe(CN)6]4-? 71. Какие орбитали иона кобальта(III) принимают участие в образовании химических связей низкоспинового внутриорбитального комплексного иона [Cо(NH3)6]3+? Как метод ВС объясняет октаэдрическое строение и диамагнетизм этого иона? 72. Какие орбитали иона никеля(II) гибридизуются при образовании комплексного иона [Ni(CN)4]2-? Известно, что этот ион диамагнитен и не содержит неспаренных электронов. Какая пространственная конфигурация иона соответстствует этой гибридизации? 73. Какие орбитали внешнего энергетического уровня никеля(II) гибридизуются при образовании комплексного иона [NiCl4]2-? Известно, что этот ион парамагнитен и содержит два неспаренных электрона. Какую пространственную конфигурацию имеет этот ион? 74. Какие орбитали внешнего энергетического уровня кобальта(III) гибридизуются при образовании комплексного иона [CoF6]3-? Известно, что этот внешнеорбитальный, высокоспиновый ион парамагнитен и содержит четыре 71

неспаренных электрона. Какую пространственную конфигурацию имеет этот ион? 75. Какие орбитали иона кобальта(III) гибридизуются при образовании комплексного иона [Co(CN)6]3-? Известно, что этот внутриорбитальный, низкоспиновый ион диамагнитен и не содержит неспаренных электронов. Тема 5. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА s-ЭЛЕМЕНТОВ Теоретические основы Свойства, взаимодействие с кислородом, водородом, галогенами, водой. Гидриды, их получение и свойства. Оксиды, пероксиды, супероксиды, их получение и свойства. Гидроксиды, их свойства и методы получения. Соли, их свойства. Задачи 76 –105 76. Напишите уравнения реакций натрия с водородом, кислородом, азотом и серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждой из этих реакций? Что образуется при взаимодействии полученных соединений с водой? 77. Какое соединение образуется при сгорании калия в избытке кислорода? Кислород этого соединения при взаимодействии его: а) с водой; б) с разбавленной H2SO4, диспропорционирует, приобретая степени окисления -1 и 0. Составьте электронные и молекулярные уравнения указанных реакций. 78. Напишите уравнения реакций, лежащих в основе получения карбоната натрия по аммиачному способу. Можно ли таким путем получить карбонат калия? Почему? 79. На какой реакции основано получение гидридов щелочных металлов? Составьте уравнения реакций гидролиза гидрида натрия и электролиза расплава гидрида лития. 80. Что такое поташ? Как он получается и в каких производствах применяется? Как получить поташ, имея в распоряжении вещества K2SO4, Ba(OH)2, CaCO3, HCl и H2O? Составьте уравнения соответствующих реакций. 81. Пероксид натрия применяется в изолирующих противогазах для регенерации кислорода. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции пероксида натрия с CO2. К какому типу окислительно-восстановительных процессов относится эта реакция? 82. При высокой температуре щелочные металлы восстанавливют соли кислородсодержащих кислот. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакции, происходящей при сплавлении калия с K2SO4. Окислитель в этой реакции восстанавливается максимально. 83. Озонид калия образуется при действии озона на твердый КОН. Составьте электронные и молекулярные уравнения этой реакции. Озон, окисляя гидроксид-ион, восстанавливается до озонид-иона O3-.

72

84. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления превращений: Be → BeCl2 → Be(OH)2 → Na2[Be(OH)4] → BeSO4. 85. Составьте электронные и молекулярные уравнения рeакций: а) бериллия с концентрированным раствором гидроксида натрия; б) магния с концентрированной серной кислотой при максимальном восстановлении последней. 86. Какие вещества образуются при горении кальция на воздухе? Почему при смачивании полученного продукта водой выделяется значительное количество теплоты и ощущается запах аммиака? Составьте уравнения соответствующих реакций. 87. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления превращений: Сa → CaH2 → Ca(OH)2 → CaCO3 → Ca(HCO3)2 → CaCl2→ Ca(NO3)2. 88. Оксид бериллия при сплавлении взаимодействует и с SiO2, и с Na2O. Напишите уравнения соответствующих реакций. О каких свойствах BeO говорят эти реакции? 89. При нагревании с графитом кальций и бериллий образуют карбиды. В карбиде кальция углерод имеет степень окисления -1, а в карбиде бериллия -4. Составьте электронные и молекулярные уравнения получения соответствующих карбидов. Какие соединения получаются при взаимодействии этих карбидов с водой? 90. Являясь сильными восстановителями, магний, кальций и барий применяются в металлотермии для получения металлов из оксидов. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций кальция: а) с CaSO4; б) c V2O5. В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально. 91. Присутствие каких солей обусловливает жесткость природной воды? Как можно устранить карбонатную и некарбонатную жесткость воды? Рассчитайте, сколько граммов Ca(HCO3)2 содержится в 1 м3 воды, жесткость которой равна 3 мг-экв/л. 92. Определите карбонатную жесткость воды, в 1 л которой содержится по 110 мг Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2 и Fe(HCO3)2. 93. В каких единицах выражается жесткость воды? Чему равна жесткость воды, в 15 л которой содержится 6 г CaCl2? 94. Чему равна жесткость воды, если для ее устранения к 150 л воды потребовалось добавить 24 г карбоната натрия? 95. Сколько граммов карбоната натрия нужно прибавить к 2.5 м3 воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 мг-экв/л? 96. Определите жесткость воды, в литре которой содержится 0.486 г гидрокарбоната кальция. Сколько граммов карбоната натрия нужно прибавить к 3 м3 этой воды для устранения ее жесткости? 97. В чем сущность ионитного способа устранения жесткости воды? Рассчитайте жесткость воды, содержащей в 1 л 0.0075 моль гидрокарбоната кальция. 73

98. Чему равна жесткость воды, в 200 л которой содержится 14.632 г гидрокарбоната магния? 99. Минеральная вода содержит 0.45 г/л ионов кальция и 0.24 г/л ионов магния. Какова жесткость этой воды? 100. Какие химические реакции произойдут при кипячении жесткой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, и при добавлении к ней: а) карбоната натрия; б) гидроксида натрия? Вычислите жесткость воды, если для устранения ее пришлось к 75 л воды добавить 16.2 г безводной буры Na2B4O7? 101. Жесткая вода содержит в литре 75 мг Ca(HCO3)2 и 15 мг CaSO4. Сколько граммов карбоната натрия потребуется для устранения жесткости 1.5 м3 этой воды? 102. Сколько граммов карбоната натрия следует добавить к 300 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 2.8 мг-экв/л? 103. Определите временную жесткость воды, если на титрование 0.1 л ее пошло 0.0062 л 0.15 н. раствора НСl? 104. На титрование 100 мл воды израсходовали 0.0053 л 0.110 н. раствора НСl. Чему равна временная жесткость этой воды? 105. Некарбонатная жесткость воды равна 4.19 мг-экв/л. Сколько граммов ортофосфата натрия потребуется, чтобы устранить жесткость 0.5 м3 этой воды? Тема 6.1. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА p-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ IIIA Теоретические основы Способы получения простых веществ элементов IIIA подгруппы. Отличие бора и алюминия от других элементов подгруппы. Химические свойства бора. Соединения бора. Гидриды бора. Алюминий. Алюмотермия. Оксид, гидроксид алюминия, их свойства и применение. Алюминаты. Общая характеристика солей алюминия, их растворимость. Гидролиз. Алюмогидриды металлов. Галлий, индий, таллий. Общая характеристика элементов. Соединения таллия(I). Задачи 106 –120 106. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления превращений: B2O3 → B → B(OH)3 → Na2B4O7 → B(OH)3 → HBO2 → B2O3. 107. Метаборат можно приготовить растворением аморфного бора в концентрированном растворе щелочи или в щелочном растворе пероксида водорода. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 108. Составьте уравнения химических реакций: а) нитрида алюминия с раствором гидроксида натрия; б) растворов сульфида натрия и сульфата алюминия. 74

109. При высокой температуре алюминий взаимодействует с азотом, серой и углеродом. Во всех этих реакциях окислитель приобретает низшую степень окисления. Напишите электронные и молекулярные уравнения получения нитрида, сульфида и карбида алюминия. Какие продукты образуются при обменном разложении этих веществ водой? 110. Тетрафторборная кислота в свободном виде неизвестна. Она существует только в водных растворах. Составьте уравнения химических реакций получения этой кислоты: а) гидролизом BF3; б) исходя из B(OH)3. 111. Составьте электронные и молекулярные уравнения химических реакций: а) бора с концентрированной HNO3; б) алюминия с раствором гидроксида натрия. 112. Для очистки боксита Al2O3·nH2O от примеси Fe2O3 боксит сплавляют с NaOH, обрабатывают плав водой, фильтруют полученный раствор и насыщают его углекислым газом. Образовавшийся осадок отфильтровывают и прокаливают. Составьте уравнения всех реакций и укажите, на какой стадии процесса идет отделение Fe2O3. 113. Что такое алюмотермия? Что представляет собой термит? Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции, на которой основано применение термита. 114. Какая степень окисления наиболее характерна для солей галлия? Почему при растворении в воде хлорида галлия(II) выделяется водород? Составьте уравнение соответствующей реакции. 115. Какая степень окисления наиболее характерна для солей таллия? Почему при действии сероводорода на хлорид таллия(III) выделяется черный осадок Tl2S. Составьте уравнение соответствующей реакции. 116. Соединения таллия(III) могут быть получены окислением таллия концентрированной азотной кислотой или окислением соединения таллия(I) сильными окислителями. На основании электронных уравнений закончите уравнения реакций: а) Tl + HNO3(конц.) → …; б) Tl2SO4 + KMnO4 + H2SO4 → …. 117. Тетрагидроалюминат (аланат) лития Li[AlH4] может быть получен взаимодействием гидрида лития с раствором AlCl3 в безводном эфире. Аналогичный по составу тетрагидроборгидрид (боронат) лития получают взаимодействием LiH с дибораном. Составьте уравнения соответствующих реакций. Являются ли эти реакции окислительно-восстановительными? 118. При взаимодействии галлия и его гидроксида с растворами щелочей образуются гидроксокомплексы галлия(III). Закончите уравнения реакций: а) Ga + NaOH + H2O → …; б) Ga(OH)3 + Ba(OH)2 → …. 119. При непосредственном взаимодействии алюминия со фтором образуется тугоплавкий и малорастворимый фторид. Последний со фторидами щелочных металлов дает комплексный фторалюминат. В промышленности криолит Na3[AlF6] получают обработкой гидроксида алюминия фтороводородной (плавиковой) кислотой и карбонатом натрия. Составьте уравнения всех упомянутых процессов. 75

120. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления превращений Ga → Ga2O3 → GaCl3 →Li[GaH4] → Ga(OH)3 → → K3[Ga(OH)6]. Какое соединение следует получать в неводных растворах? Тема 6.2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА p-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ IVA Теоретические основы Способы получения простых веществ элементов IVА подгруппы. Отличие свойств углерода и кремния от свойств других элементов подгруппы. Углерод. Углеводороды, карбиды металлов, методы их получения. Оксид углерода(II) как восстановитель. Карбонилы металлов. Оксид углерода(IV), угольная кислота и ее соли. Сероуглерод. Дициан. Синильная кислота и цианиды. Кремний. Силикаты и алюмосиликаты Кремниевые кислоты. Водородные соединения кремния. Силициды металлов. Соединения кремния с галогенами, их свойства, гидролиз. Фторкремниевая кислота. Карбид кремния. Химические свойства германия, олова, свинца. Соединения с водородом. Оксиды германия(II) и (IV). Оксиды свинца. Гидроксиды германия(II), олова(II) и свинца(II). Гидроксиды германия(IV), олова(IV) и свинца(IV). Оловянные кислоты, германаты, станнаты и плюмбаты, их свойства. Галогениды германия, олова, свинца. Гидролиз. Сульфиды германия, олова и свинца. Тиосоли. Задачи 121–150 121. Если через раскаленный карбид кальция пропускать пары воды, то продуктами реакции будут карбонат кальция, диоксид углерода и водород. Составьте электронные и молекулярное уравнения этой реакции. Какие продукты образуются в обычных условиях? 122. Какие соединения называют карбидами и силицидами? Как их получают? Напишите уравнения реакций: а) карбида алюминия с водой; б) силицида магния с хлороводородной кислотой. 123. Монокарбид кремния (карборунд) - химически очень стойкое вещество. Однако в присутствии кислорода он взаимодействует с расплавленными щелочами. Составьте электронные и молекулярные уравнения этого процесса, углерод приобретает максимальную степень окисления. 124. Карбид кальция и монокарбид кремния получают прокаливанием в дуговой печи соответствующих оксидов с углем. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. К какому типу окислительно-восстановительных процессов они относятся? 125. Как получают оксид углерода(II)? На каком свойстве основано его применение в металлургии? Напишите уравнения реакций оксида углерода(II): а) с хлором; б) с аммиаком при 500ºС. 76

126. Какова степень окисления углерода в циановодородной кислоте и цианидах? Цианид натрия можно получить восстановлением карбоната натрия углем в атмосфере аммиака. Составьте электронные и молекулярное уравнения этой реакции. 127. Составьте уравнения реакций получения хлорида и нитрида кремния(IV) и укажите условия их протекания. Почему галогениды кремния дымят на воздухе? 128. Тиоцианат (роданид) калия KNCS можно получить: а) взаимодействием цианида калия с дисульфидом(2-) аммония; б) при кипячении раствора цианида калия с серой. Напишите электронные и молекулярные уравнения этих реакций, обозначив изменения степеней окисления углерода и серы. 129. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) кремния с раствором сильной щелочи; б) окисления моносилана кислородом. 130. Каков состав обычного силикатного стекла? Из каких веществ его получают? Напишите уравнение реакции получения стекла. Как получают окрашенное в массе стекло? 131. Какие продукты образуются в результате реакций: а) CS2 + O2 → ...; б) CS2 + NaOH → ...; в) CS2 + K2S → ...; г) COCl2 + H2O → .... 132. Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить переход: SiO2 → Si → Mg2Si → SiH4 → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3. 133. Уголь восстанавливает концентрированную серную кислоту и серу при высокой температуре. Какие вещества при этом образуются? Напишите электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 134. Какие вещества получаются в результате реакций: а) CH4 + S б) CO + S

сильное нагревание

...;

сильное нагревание

...;

прокаливание

в) CH3COONa + NaOH ...; г) K2CS3 + HCl → .... 135. Какие вещества получаются в результате реакций: а) Na2CO3 + SiO2 → ...; б) SiH4 + NaOH + H2O → ...; в) Si + HNO3 + HF → ...; г) Mg + СО2 → .... 136. К какому классу соединений относятся Pb2O3 и Pb3О4? Изобразите их графические формулы. Напишите уравнения реакций свинцового сурика: а) с разбавленной азотной кислотой; б) с раствором KI в сернокислой среде. 137. Чем можно объяснить окислительные свойства свинца(IV)? На основании электронных уравнений закончите уравнения реакций: а) PbO2 + SO2 → ...; б) PbO2 + HCl(конц.) → ...; в) PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3 → .... 138. Чем можно объяснить восстановительные свойства соединений германия(II) и олова(II)? На основании электронных уравнений закончите уравнения реакций: 77

а) SnCl2 + NaBiO3 + HCl(разб.) → ...; б) SnCl2 + HgCl2 → ...; в) SnCl2 + Na3AsO4 + HCl(разб.) → .... 139. Олово растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, а свинец - с трудом. Чем это объясняется? Напишите уравнения реакций растворения: а) свинца в концентрированном растворе NaOH; б) олова в концентрированной азотной кислоте. 140. Почему германий не взаимодействует с разбавленной серной кислотой, но растворяется в концентрированной? Напишите уравнения реакций германия: а) с концентрированной серной кислотой; б) с концентрированным раствором NaOH и H2O2. 141. Природный диоксид олова переводят в растворимое состояние сплавлением со смесью карбоната натрия с серой с образованием тритиостанната натрия. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакции. К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится этот процесс? 142. Ортоплюмбат свинца (свинцовый сурик) образуется при сплавлении его оксидов (II) и (IV). Какие свойства проявляют эти оксиды в данной реакции? Допишите уравнения реакций: а) PbO2 + PbO → ...; б) PbO2 + CaO → ...; в) Pb3O4 + NaClO → NaCl + .... 143. Какими кислотно-основными свойствами обладают оксид и гидроксид свинца(II)? Допишите уравнения реакций: б) PbO + NaOH → ...; в) Na2PbO2 + HCl → .... а) Pb(OH)2 + HCl →...; 144. Какая степень окисления наиболее характерна для свинца? Почему? Переход соединений свинца(II) в cоединения свинца(IV) возможен только при действии очень сильных окислителей. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Pb(NO3)2 + NaClO + NaOH → ...; б) PbO + CaOCl2 → ...; в) (CH3COO)2Pb + + Cl2 + NaOH → .... 145. Чем отличается взаимодействие германия и свинца с концентрированной азотной кислотой? Почему? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Ge + HNO3 → ...; б) Pb + HNO3 → .... 146. Допишите уравнения реакций: а) GeS + HNO3(конц.) → ...; б) Ge + KClO3 + KOH → .... 147. Сплав свинца с оловом растворили в концентрированной азотной кислоте. Нерастворимый осадок отфильтровали, высушили и прокалили. Каков состав осадка и какое вещество осталось в растворе? Напишите уравнения соответствующих реакций. 148. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить переход: SnO2 → Sn → SnCl2 → SnCl4 → SnS2 → (NH4)2SnS3 → H2S. 149. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) SnCl2 + KClO3 + HCl → ...; б) PbO2 + Cr(NO3)3 + NaOH → ...; в) GeH4 + AgNO3 + HNO3 + H2O → ....

78

150. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить переход: Ge → GeO2 → Ge → GeCl4 → GeS2 → K2GeS3 → GeS2. Тема 6.3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА p-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VA Теоретические основы Способы получения простых веществ элементов VA подгруппы. Азот. Отличие азота от других элементов подгруппы. Причины инертности азота. Соединения азота с водородом, кислородом. Аммиак. Соли аммония. Амиды, имиды, нитриды. Гидроксиламин и гидразин, их соли. Азидоводородная кислота. Азотистая и азотная кислоты, их соли. Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами. Фосфор. Фосфин. Соли фосфония. Фосфиды. Оксиды фосфора. Кислородсодержащие кислоты. Фосфаты. Изополи- и гетерополисоединения фосфора. Соединения фосфора с галогенами, их гидролиз. Мышьяк, сурьма, висмут. Водородные соединения. Соединения с металлами. Кислородные соединения этих элементов (III) и (V). Гидроксиды элементов (III) и (V). Арсениты и арсенаты, антимониты и антимонаты. Сопоставление окислительно-восстановительных свойств висмутатов, антимонатов, арсенатов, фосфатов и нитратов. Галогениды мышьяка(III) и (V) и висмута(III). Тиоксикислоты и их соли. Задачи 151-195 151. Приведите примеры соединений азота, в которых его степень окисления соответственно равна +5; +4; +3; +2; +1; 0; -1; -2; -3. Нарисуйте графические формулы этих молекул. 152. Как можно получить гидразин, каковы его химические свойства, каково строение молекулы гидразина. На основании электронных уравнений напишите уравнения реакций гидразина: а) с кислородом; б) с хлоридом олова(II). 153. Какие соединения называют нитридами, имидами и амидами? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций получения гидроксиламина и его взаимодействия с HI. 154. Как получают азидоводородную кислоту? Каковы ее свойства? Исходя из следующего строения aзид-иона: ⎡⎢: N = N = N :⎤⎥ , напишите электронные ⎦ ⎣ -

+

-

и молекулярные уравнения реакциии азидоводородной кислоты с HI, если N (степень окисления +5) восстанавливается до азота, а N (степень окисления -3) образует аммиак. 155. Как получают соли аммония? Какие вещества образуются при нагревании ортофосфата и дихромата аммония? Как доказать, что белый налет на лабораторной посуде содержит соли аммония? 79

156. Как получают азотную кислоту в лаборатории и в промышленности? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций концентрированной азотной кислоты: а) с серой; б) с серебром. 157. Как получают азотистую кислоту? Какие свойства она может проявлять в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций азотистой кислоты: а) с сероводородом; б) с марганцовой кислотой. 158. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций термического разложения: а) азотной кислоты; б) азотистой кислоты; в) гидразина; г) нитрата серебра. К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится каждая из них? 159. Азот можно получить в результате: а) осторожного нагревания смеси порошка нитрата калия (калийной селитры) и железных опилок, которые окисляются до Fe2O3; б) разложения нитрита аммония; б) окисления азотной кислотой сульфата аммония. На основании электронных уравнений напишите молекулярные уравнения этих реакций. 160. Слабая азидоводородная кислота (см. задачу 154), гидразин и гидроксиламин проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? Напишите электронно-ионные, ионные и молекулярные уравнения реакции HN3 и KMnO4 в сернокислой среде, если один из продуктов реакции свободный азот. 161. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) NO2 + Ba(OH)2 → ...; б) KNO2 + HI + H2SO4 → ...; в) N2H4 + HgCl2 → …; г) KNO2 + PbO2 + H2SO4 → .... 162. Азот можно получить в результате взаимодействия: а) гидроксиламина с KMnO4 в сернокислой среде; б) гидразина с K3[Fe(CN)6] в щелочной среде; в) оксида азота (II) с раствором CrCl2 в хлороводородной кислоте. Напишите электронные и молекулярные уравнения этих реакций. 163. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) NO + KMnO4 → ...; б) N2 + Li → ...; в) HNO3 + S → ...; г) HNO3 + I2 → .... 164. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, в результате которых выделяется азот: а) KNO3 + C + S → K2S + ...; б) N2H4 + K2Cr2O7 + HCl → ...; в) CuO + NH3 → .... 165. Почему оксид азота(IV) способен к диспропорционированию? Дополните уравнения реакций: б) NO2 + O2 + H2O → ...; в) NO2 + NO + NaOH → .... а) NO2 + KOH → ...; 166. Какова основность ортофосфорной, фосфоновой и фосфиновой кислот? Нарисуйте графические формулы молекул этих кислот и определите валентность и степень окисления фосфора в каждой из них. 167. Приведите примеры соединений фосфора, в которых его степень окисления соответственно равна +5; +4; +3; +1; -2; -3. Напишите уравнение реакции фосфида магния с водой. 168. Каково строение и какова степень окисления фосфора в фосфиновой кислоте и ее солях - фосфинатах? Какие свойства может проявлять эта кислота 80

в окислительно-восстановительных реакциях? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции получения фосфиновой кислоты из PH3 и водной суспензии иода. 169. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции белого фосфора с концентрированным раствором NaOH. Один из продуктов реакции фосфинат натрия Na(PH2O2). К какому типу окислительно-восстановительных процессов относится данная реакция? 170. Как можно получить фосфоновую кислоту? Чем объясняется ее способность к диспропорционированию? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции, протекающей при нагревании безводной фосфоновой кислоты. 171. Какова степень окисления фосфора в фосфорноватой кислоте и ее солях - гипофосфатах? Дигидрогипофосфат натрия Na2H2P2O6 получают растворением красного фосфора в смеси пероксида водорода и концентрированного раствора гидроксида натрия. Составьте электронное и молекулярное уравнение этой реакции. 172. Какие кислоты можно получить гидратацией оксида фосфора(V)? Напишите уравнения реакций получения ортофосфорной кислоты из: а) элементарного фосфора; б) ортофосфата кальция. 173. Назовите аллотропные модификации фосфора. Из скольких атомов и как построена молекула фосфора при обычных условиях? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакции получения фосфора в промышленности. 174. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) P + Mg → ...; б) P + HNO3 + H2O → ...; в) H2(PHO3) + AgNO3 + H2O → HNO3 + .... 175. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) растворения фосфора в хлорноватой кислоте, зная, что фосфор приобретает максимальную, а хлор - минимальную степень окисления; б) взаимодействия фосфиновой и азотной кислот. 176. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) H(PH2O2) + HgCl2 + H2O → ...; б) P2H4 + KMnO4 + H2SO4 → ...; в) Na(PH2O2)+ NiCl2 + H2O → Ni + .... 177. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить переход: Ca3(PO4)2 → P → Ca3P2 → PH3 → P2O5 → H(PH2O3) → H3PO4. 178. Почему дифосфан, фосфиновая и фосфоновая кислоты способны к диспропорционированию? Напишите уравнения реакций, протекающих при нагревании этих веществ. 179. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) PH3 + Cl2 → ...; б) PH4I + HClO3 → HIO3 + ...; в) H(PH2O2) + CuSO4 + H2O → Cu + ... .

81

180. Почему фосфан является хорошим восстановителем, а дифосфан проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) PH3 + O2 → ...; б) P2H4 + TiCl3 + HCl → TiCl4 + .... 181. Как взаимодействуют мышьяк, сурьма и висмут с кислотами? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций мышьяка и сурьмы с концентрированной серной кислотой, а висмута - с разбавленной азотной кислотой. 182. Какие соединения называются арсенидами, антимонидами и висмутидами? Можно ли из них и как получить, соответственно, арсин, стибин и висмутин? Составьте электронные и молекулярное уравнения горения стибина на воздухе. 183. Какие свойства может проявлять оксид мышьяка(III) в окислительновосстановительных реакциях? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций оксида мышьяка(III): а) с азотной кислотой; б) с цинком в присутствии хлороводородной кислоты. В реакции (а) мышьяк окисляется максимально, а в реакции (б) – восстанавливается максимально. 184. Составьте электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) сурьмы с концентрированной азотной кислотой; б) мышьяка с хлором в воде. Простые вещества в этих процессах окисляются максимально. 185. Какая из солей: BiCl3 или SbCl3 гидролизуется сильнее? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей. Как подавить гидролиз этих солей, приводящий к помутнению их водных растворов? 186. Какие соединения с серой образуют мышьяк, сурьма и висмут? Составьте электронно-ионные, ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции cульфида мышьяка(III) с азотной кислотой. Мышьяк и сера окисляются максимально. 187. Метависмутат натрия NaBiO3 можно получить пропусканием хлора в суспензию гидроксида висмута(III) в концентрированном растворе NaOH. Напишите электронные и молекулярное уравнения этой реакции. Какие свойства проявляют висмутаты в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? 188. Какой из газообразных гидридов элементов пятой группы – наилучший восстановитель. Почему? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) AsH3 + HNO3 → ...; б) AsH3 + KMnO4 + H2SO4 → .... 189. Какой из сульфидов: As2S3, Sb2S3 или Bi2S3, растворяется в растворе сульфида аммония? Что образуется при взаимодействии тиоарсенита аммония с хлороводородной кислотой? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 190. Составьте электронно-ионные, ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций мышьяка: а) с хлорноватистой кислотой; б) с расплавом гидроксида натрия. В процессе (а) мышьяк окисляется максимально, а хлор вос-

82

станавливается максимально. В процессе (б) мышьяк диспропорционирует в соединения, где его степень окисления -3 и +3. 191. Какая степень окисления наиболее характерна для висмута? Почему? Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) KBiO3 + MnSO4 + H2SO4 → ...; б) NaBiO3 + HCl (конц.) → .... 192. Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) Bi(NO3)3 + Br2 + KOH → ...; б) NaBiO3 + Cr2(SO4)3 + H2SO4 → .... 193. Сильные окислители окисляют сульфид мышьяка(III). При этом мышьяк и сера окисляются максимально. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) As2S3 + O2 + H2O → ...; б) As2S3 + H2O2 + NH3 → .... 194. Как изменяются кислотно-основные свойства гидроксидов в ряду: As(OH)3, Sb(OH)3, Bi(OH)3? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций: а) Sb(OH)3 + KOH → ...; б) AsCl3 + H2O → ...; в) Sb(OH)3 + HCl → .... 195. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить переход: Bi → Bi(NO3)3 → Bi(OH)3 → NaBiO3 → BiCl3 → BiOCl → BiCl3.

Тема 6.4. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА p-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIA Теоретические основы Способы получения простых веществ элементов VIA подгруппы. Кислород, строение молекул. Оксиды. Озон, его получение, строение молекул, свойства. Озониды. Вода, окислительно-восстановительные характеристики. Электронодонорные свойства молекул воды. Кристаллогидраты. Пероксид водорода, строение молекулы, методы получения. Кислотные и окислительновосстановительные свойства. Пероксиды. Сера. Сероводород. Сульфиды, их гидролиз. Полисульфиды. Соединения серы с кислородом: оксиды серы(IV) и (VI). Сернистая, гидросернистая кислоты и их соли. Серная кислота, получение, строение молекул и свойства. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Сульфаты. Олеум и двусерная кислота. Политионовые кислоты и политионаты. Тиосерная кислота и тиосульфат натрия. Пероксикислоты (надкислоты) серы. Пероксосульфаты. Соединения серы с галогенами. Хлористый тионил, хлористый сульфурил. Хлорсерная (хлорсульфоновая) кислота. Селен, теллур и полоний. Степени окисления, аллотропия селена и теллура. Селеноводород и теллуроводород. Селениды и теллуриды. Диоксид селена и теллура. Селенистая и теллуристая кислоты. Селенаты и теллураты. Сопоставление окислительно-восстановительных свойств соединений серы, селена и теллура.

83

Задачи 196-225 196. Какова степень окисления кислорода в соединениях: O2, O3, Na2O, H2O2, KO2, KO3? Пероксид натрия разрушает аммиак, окисляя его максимально. Напишите электронные и молекулярное уравнения этой реакции. 197. Почему пероксид водорода проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства? Напишите молекулярные и электронно-ионные уравнения реакций: а) H2O2 + KI → ...; б) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → .... 198. Каково строение молекулы пероксида водорода? Чем отличается строение пероксидов от оксидов? Как химически доказать, что BaO2 - пероксид, а PbO2 - оксид? 199. Какие соединения называются пероксокислотами? Каково строение их молекул? Нарисуйте графические формулы молекул пероксофосфорной и пероксодисерной кислот. 200. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) O3 + H2O2 → ...; б) O3 + MnO2 + KOH → ...; в) O3 + CrCl3 + KOH → .... 201. К какому типу окислительно-восстановительных процессов относится разложение пероксида водорода? Составьте электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) H2O2 → ...; б) H2O2 + PbS → ...; в) H2O2 + KMnO4 → MnO2 + .... 202. Какие свойства пероксида водорода выражены сильнее: окислительные или восстановительные? Ответ мотивируйте значениями соответствующих потенциалов (см. приложение 3). Пероксид натрия поглощает сероводород, окисляя его максимально. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакции. 203. Пероксид водорода получают гидролизом пероксодисерной кислоты. Напишите уравнение этой реакции и нарисуйте графическую формулу молекул пероксодисерной кислоты и пероксида водорода. 204. Что такое озон? Как его получают и какими свойствами он обладает? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) O3 + NO2 → ...; б) O3 + PbS → ...; в) O3 + KI + H2O → .... 205. Пероксодисерная кислота и ее соли сильные окислители. Закончите уравнения реакций: а) H2S2O6(O2) + CaBr2 → ...; б) K2S2O6(O2) + K2SO3 + H2O → KHSO4 + .... 206. Озон, пероксид водорода и пероксодисерная кислота являются сильными окислителями. Составьте электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций в водном растворе: а) H2O2 + CrCl3 + KOH → ...; б) (NH4)2S2O6(O2) + FeSO4 → .... 207. Напишите электроннo-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) H2O2 + K2Cr2O7 + HCl → ...; б) H2O2 + MnSO4 + H2O → .... 208. Напишите электроннo-ионные, ионные и молекулярные уравнения реакций: а) H2S2O6(O2) + H2O → ...; б) Na2O2 + H2O → ...; в) H2O2 + KCrO2 + KOH → .... 84

209. Напишите электроннo-ионные, ионные и молекулярные уравнения реакций: а) O3 + SO2 → ...; б) BaO2 + H2O → ...; в) H2O2 + MgI2 + H2SO4 → .... 210. Напишите электроннo-ионные, ионные и молекулярные уравнения реакций: а) H2O2 + Ag2O → ...; б) H2O2 + Ba(OH)2 → ...; в) H2O2 + Na[Sn(OH)3] + NaOH → .... 211. Кислород можно получить разложением: а) перманганата калия; б) хлората калия; в) дихромата калия. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций. К какому типу окислительно-восстановительных процессов относятся эти реакции? 212. Почему свободная сера способна к диспропорционированию? Напишите электроннo-ионные и молекулярные уравнения реакции серы с концентрированным раствором гидроксида натрия. 222213. Чему равна степень окисления серы в ионах S , S , HSO , SO , 2 2 3 22SO4 , S2O7 ? Как называют кислоты, анионами которых являются эти ионы? 214. Нарисуйте графическую формулу молекулы тиосерной кислоты. Какова степень окисления каждого атома серы в этом соединении? Напишите электроннo-ионные и молекулярные уравнения реакции водного раствора тиосульфата натрия с хлором. 215. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций и объясните выбор окислителя и восстановителя в них: а) SO2 + SeO2 → ...; б) S + Cl2 + H2O → ...; в) H2SO3 + H2S → .... 216. Можно ли использовать азотную кислоту для получения сероводорода из сульфидов? Почему? Напишите электроннo-ионные и молекулярные уравнения реакции FeS с концентрированной HNO3. 217. При смешивании концентрированной серной кислоты и сахара (C12H22O11) происходит обугливание последнего и выделение газов. Напишите уравнение этой реакции. 218. Чем объясняются восстановительные свойства сероводорода? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) H2S + SO3 → ...; б) H2S + HClO3 → ...; в) H2S + Cl2 → .... 219. Элементарные селен и теллур можно получить из H2SeO4 и H6TeO6 восстановлением сильными восстановителями. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) селеновой кислоты с N2H4; б) ортотеллуровой кислоты с SO2. 220. Приведите уравнения реакций получения селеновой и теллуроводородной кислот из элементарных селена и теллура. 221. Почему сернистая кислота и ее соли проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства? Напишите молекулярные и электронноионные уравнения реакций: б) Na2SO3 + H2O2 → ...; в) SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → .... а) K2SO3 + O2 → ...; 222. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) H2SeO4 + HCl (конц.) → ...; б) H2SeO3 + HClO3 → ...; в) S + H2SO4 (конц.) → .... 223. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: 85

а) H2SeO4 + Zn → ...; б) H2SO4 (конц.) + KI → ...; в) Te + HClO3 + H2O → .... 224. Как изменяются восстановительные и окислительные свойства в ряду: S → Se → Te → Po? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Te + H2O → ...; б) S + H2Se → .... 225. Как изменяются кислотно-основные свойства оксидов в ряду: SeO2 → TeO2 → PoO2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций: а) TeO2 + KOH → ...; б) PoO2 + H2SO4 → ....

Тема 6.5. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА p-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA Теоретические основы Фтор, хлор, бром, иод. Получение и химические свойства. Изменение окислительной активности в подгруппе. Соединения галогенов с водородом. Ассоциация молекул фтороводорода. Окислительно-восстановительные и кислотные свойства галогенводородов и их водных растворов. Плавиковая, хлороводородная, бромоводородная и иодоводородная кислоты. Восстановительные и электронодонорные свойства галогенид-ионов. Взаимодействие галогенов с растворами щелочей и водой. Соединения галогенов с кислородом. Фторид кислорода. Оксиды хлора, брома, иода; сравнение их устойчивости и окислительных свойств. Кислородсодержащие кислоты: хлорноватистая, хлорная, бромноватистая, бромная, иодноватая, мета-иодная, пара-иодная, орто-иодная; их соли. Изменение окислительных свойств в ряду кислородных кислот хлора, брома, иода. Псевдогалогениды (дициан и др.). Межгалогенные соединения. Задачи 226-240 226. Какие значения степеней окисления может принимать хлор в своих соединениях? Как получают кислородные соединения хлора? Напишите электроннo-ионные и молекулярное уравнения реакции хлора с горячим раствором NaOH. К какому типу окислительно-восстановительных процессов относится эта реакция? 227. Как получить иодноватую кислоту, исходя из диоксида марганца, хлорида натрия, концентрированной серной кислоты, элементарного иода и воды? Напишите электроннo-ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 228. Как получают фтороводород? Почему раствор фтороводорода в воде - значительно более слабая кислота, чем другие галогеноводородные кислоты? Почему нельзя хранить фтороводородную кислоту в стеклянной посуде? Напишите уравнения соответствующих реакций.

86

229. Перечислите кислородные кислоты хлора. Какая из них наиболее сильная, а какая обладает наибольшей окислительной способностью? Напишите электроннo-ионные и молекулярное уравнения взаимодействия гипохлорита натрия с хлоридом хрома(III) в щелочной среде. 230. Какая из галогеноводородных кислот является наиболее сильным восстановителем? Почему? Можно ли получить чистые HBr и HI действием на KBr и KI концентрированной серной кислоты? Приведите уравнения реакций получения чистых HBr и HI. 231. Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакции аммиака с хлоратом калия в щелочной среде, зная, что азот окисляется, а хлор восстанавливается максимально. 232. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях может проявлять бром? Почему? Напишите электронные и молекулярное уравнения взаимодействия брома с горячим раствором карбоната натрия? К какому типу окислительно-восстановительных процессов относится эта реакция? 233. При пропускании хлора через водный раствор иодида калия возникающая первоначально бурая окраска постепенно исчезает. Почему? Напишите электронные и молекулярные уравнения этих процессов. 234. Кристаллический иод растворяется в крепких растворах: а) иодида калия; б) азотной кислоты; в) гидроксида натрия. Составьте уравнения соответствующих реакций. 235. Как получают хлорную (белильную) известь? Каков ее состав? Какими свойствами она обладает? Составьте уравнения реакций взаимодействия хлорной извести: а) с хлороводородной кислотой; б) с оксидом углерода(IV). 236. Допишите уравнения реакций и обоснуйте выбор окислителя и восстановителя: а) HI + HIO3 → ...; б) HClO4 + C → ...; в) Cl2 + I2 → .... 237. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции перхлората аммония с углеродом, зная, что атомы окислителя и восстановителя в перхлорате аммония приобретают нулевую степень окисления, а углерод - степень окисления +2. 238. Фтор - очень сильный окислитель. В его атмосфере сгорают многие вещества. Почему? Закончите уравнения реакций: а) F2 + NH3 → ...; б) F2 + H2O → ...; в) F2 + SiO2 → .... 239. Соединения фтора с ксеноном являются сильными окислителями. Они способны окислить воду, ртуть, платину и другие вещества. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия следующих веществ: а) XeF2 + Br2 → ...; б) XeF4 + Pt + HF → ...; в) XeF2 + H2O → .... В реакции а) восстановитель окисляется максимально. 240. Напишите электронно-ионные, ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций: а) Сl2 + Ba(OH)2 → ...; б) KСlO3 + MnO2 + KOH → ...; в) HClO4 + H2SO3 → ....

87

Тема 7.1. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ IVБ Теоретические основы Подгруппа титана. Общая характеристика элементов, нахождение их в природе и получение. Оксиды и гидроксиды. Соединения с низшими степенями окисления. Применение простых веществ и соединений. Оксид титана (IV), соли оксотитаната. Соединения титана с галогенами. Задачи 241-255 241. При взаимодействии TiO c разбавленными HCl и H2SO4 выделяется водород, а получившиеся растворы приобретают фиолетовый цвет. Как Вы это объясните? Напишите электронные и молекулярные уравнения этих процессов. 242. Почему черный гидроксид титана(II) на воздухе постепенно изменяет окраску через темно-коричневую на белую? Напишите электронные и молекулярные уравнения этих превращений. 243. Чистый нитрид титана(III) можно получить восстановлением TiO2 углем в атмосфере азота. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций. Углерод окисляется до СО. 244. Металлический титан можно получить восстановлением TiСl4 гидридом натрия. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции. 245. Обладающие высокой твердостью и электрической проводимостью нитриды титана(IV) и циркония(IV) получают нагреванием в токе аммиака соответствующих хлоридов. Составьте уравнения этих реакций. 246. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза тетрахлорида титана при комнатной температуре и при нагревании. В первом случае образуется хорошо растворимый хлорид титанила, а во втором - белый осадок гидроксида титанила. 247. Напишите молекулярные уравнения реакций: а) сплавления диоксида титана со щелочью; б) растворения диоксида титана в концентрированной серной кислоте. В этой реакции образуются как сульфат титана, так и сульфат титанила; в) прокаливания титана на воздухе. 248. Какие значения степеней окисления могут принимать атомы титана, циркония и гафния в своих соединениях? Какие из этих значений наболее характерны? Почему фиолетовый раствор TiCl3 на воздухе обесцвечивается? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций, одним из продуктов которой является дихлорид титанила. 249. Гидроксид титана(III) восстановливает нитраты до аммиака. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции гидроксида титана(III) с нитратом калия в щелочной среде.

88

250. Хлорид циркония(IV) получают прокаливанием диоксида циркония с углем в токе хлора. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции. Почему при растворении хлорида циркония(IV) в воде раствор приобретает кислую реакцию? 251. Допишите уравнения реакций: а) Ti + KOH + H2O → ...; б) TiO2 + NaOH → ...; в) Ti2(SO4)3 + KMnO4 + H2SO4 → .... 252. Металлические титан, цирконий и гафний можно получить металлотермическим восстановлением их соединений. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) TiO2 + Ca → ...; б) HfCl4 + Mg → ...; в) K2[ZrF6] + Na → .... 253. Титан, цирконий и гафний можно растворить в кислотах, если при этом образуются устойчивые анионные комплексы, содержащие эти металлы в степени окисления +4. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Zr + H2SO4 (конц.) → ...; б) Ti + HNO3 + HF → ...; в) Hf + HF → .... 254. Какая степень окисления наиболее характерна для титана? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Ti + HNO3 + H2O → ...; б) TiCl3 + H2O → ...; в) TiCl3 + AuCl3 → .... 255. Составьте уравнения реакций для следующих превращений: Ti → TiO2 → Ti2O3 → TiO2 → K2TiO3 → H2TiO3 → TiOSO4.

Тема 7.2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VБ Теоретические основы Подгруппа ванадия. Общая характеристика элементов, нахождение их в природе и получение. Соединения элементов со степенями окисления (II), (III), (IV), способы их получения и свойства; кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов; соли. Галогениды и оксогалогениды элементов (IV) и (V), их свойства, химическая связь. Ванадаты, ниобаты, танталаты. Применение простых веществ и соединений. Задачи 256-270 256. К подкисленному соляной кислотой раствору метаванадата аммония прибавили металлический цинк. По мере восстановления метаванадат-иона раствор приобретает cиний, зеленый и фиолетовый цвет. Образование каких ионов обусловливает соответствующую окраску раствора? Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций последовательного восстановления ванадат-иона. 257. К синему раствору сульфата ванадила VOSO4 прибавили немного щелочи. Образовавшийся розовый осадок гидроксида ванадила растворяется как в избытке щелочи, так и при добавлении хлороводородной кислоты. 89

Каковы цвета щелочного и кислого растворов? Напишите ионномолекулярные и молекулярные уравнения всех осуществленных реакций. 2+ 258. Соли ванадила VO можно получить восстановлением соединений ванадия(V). Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) V2O5 + HCl (конц.) → ...; б) NH4VO3 + FeSO4 + H2SO4 → .... 259. К подкисленному серной кислотой раствору метаванадата аммония прибавили иодид калия. Какой цвет приобретает раствор? Почему? Если этот раствор проэкстрагировать бензолом, то бензольный слой окрасится в лиловый цвет, а водный - в зеленый. Объясните эти явления и напишите электронное и молекулярное уравнения реакции. 260. Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) VOSO4 + KMnO4 + KOH → ...; б) NH4VO3 + KI + H2SO4 → V2(SO4)3 + .... 261. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, в результате которых образуются соединения ванадия(III): а) V2O5 + CO → ...; б) VOCl3 + Zn + HCl → ...; в) VOCl3 + S → .... 262. Ниобий и тантал устойчивы к сильным кислотам. Однако они растворяются как в смеси HNO3 и HF, так и в концентрированных растворах щелочей в присутствии окислителей. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Nb + O2 + NaOH → ...; б) Ta + HNO3 + HF → H2[TaF7] + .... 263. Как получают металлические ванадий, ниобий и тантал? Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций растворения оксидов ниобия(V) и тантала(V) в концентрированных растворах гидроксида натрия и серной кислоты. О каких свойствах этих оксидов говорят данные реакции? 264. Напишите ионные и молекулярные уравнения диссоциации гидроксида ниобия(V), если для него известны соли сильных кислот. Какие кислотно-основные свойства проявляет этот гидроксид? Почему при нагревании разбавленного раствора (NbO)2(SO4)3 образуется аморфный осадок? Составьте ионное и молекулярное уравнения реакции. 265. Допишите уравнения реакций: а) VO2 + NaOH → ...; б) Ta(OH)3 + H2O → Ta(OH)5 + ...; в) Nb2O5 + Cl2 + C → NbOCl3 + .... 266. Вишнево-красный тетратиованадат аммония (NH4)3VS4 получают сливанием растворов метаванадата аммония и сульфида аммония. Что получится при взаимодействии ортотиованадата аммония с соляной кислотой? Составьте ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 43267. Каковы значения степеней окисления ванадия в ионах VO3 , V3O9 , 244+ 2+ V4O9 , V2O7 , V6O17 , VO , VO2 ? Составьте по одной химической формуле любого вещества, содержащего эти ионы, и назовите их. 268. Соединения ванадия(II) - хорошие восстановители. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, в которых ванадий приобретает + степень окисления +3 (VO ). Как изменяется при этом окраска раствора? а) V(OH)2 + Cl2 → ...; б) VCl2 + O2 → ...; в) VCl2 + H2O → ....

90

269. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, в результате которых соединения ванадия(V) восстанавливаются в соединения ванадия(II): а) V2O5 + Zn + HCl → ...; б) V2O5 + V → ...; в) VOCl3 + H2 → .... 270. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: NH4VO3 → VOCl2 → VO(OH)2 → VOSO4 → V2(SO4) 3 → VSO4 Na2V4O9

Тема 7.3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIБ Теоретические основы Общая характеристика элементов, нахождение в природе, получение и свойства. Соединения хрома(II) и (III). Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов хрома(II) и (III). Соли хрома(III). Комплексные соединения хрома(III), их строение, изомерия. Оксид хрома(VI). Хромовые кислоты, хроматы, дихроматы, их взаимные переходы. Хлористый хромил, хлорохромовая кислота. Пероксид хрома и пероксохроматы, их свойства и способы получения. Краткие сведения о соединениях молибдена и вольфрама(IV); кислотноосновный характер оксидов. Молибденовая и вольфрамовая кислоты и их соли. Изополи- и гетерополикислоты и их соли. Применение простых веществ и соединений. Задачи 271-285 271. Хром получают алюмотермическим восстановлением оксида хрома(III). Этот оксид получают сплавлением метахромита железа(II) с карбонатом натрия в кислороде. Получающийся хромат натрия переводят в дихромат, а его восстанавливают углем до Cr2O3. Напишите уравнения всех упомянутых реакций. 272. Какая степень окисления наиболее характерна для хрома? Почему для поглощения кислорода можно применять солянокислый раствор CrCl2? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) CrCl2 + O2 + HCl → ...; б) CrCl2 + H2O → .... 273. Как перевести дихромат натрия в хромат и, наоборот, хромат натрия в дихромат? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакции сплавления оксида хрома(III) с карбонатом и нитратом натрия (содой и селитрой). 274. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Cr → CrCl2 → CrCl3 → Cr(OH)3 → Na3[Cr(OH)6] → → Na2CrO4 → Na2Cr2O7 → CrCl3.

91

275. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: WO3 → W → WO3 → K2WO4 → H2WO4 → W2O5. Восстановление H2WO4 в W2O5 осуществляется цинком в хлороводородной кислоте. 276. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Mo → MoO3 → Mo → K2MoO4 → H2MoO4 → → (MoO2)SO4. Перевод молибдена в растворимый молибдат калия осуществляется сплавлением молибдена с карбонатом и нитратом натрия (содой и селитрой). О каких кислотно-основных свойствах гидроксида молибдена(VI) говорит последнее превращение? 277. Почему отсутствуют восстановительные свойства у соединений хрома(VI)? Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) Na2CrO4 + H(PH2O3 )+ H2SO4 → ...; б) Na2CrO4 + H2SO3 + H2SO4 →.... 278. Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) W + NaNO3 + NaOH → ...; б) Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH → .... 279. Какова химическая формула темно-красных кристаллов, образующихся при взаимодействии 10% раствора дихромата калия с концентрированной серной кислотой? Каково различие во взаимодействии этого вещества с хлороводородом и концентрированной хлороводороной кислотой. Как это объяснить? Составьте уравнения соответствующих реакций. 280. Природное соединение MoS2 служит источником получения молибдена и его соединений. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, в которых восстановитель окисляется максимально: а) W + H2O2 + NaOH → ...; б) MoS2 + O2 + Na2CO3 → .... 281. Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) KCrO2 + PbO2 + KOH → K2PbO2 + ...; б) Zn + Na2MoO4 + HCl → MoCl3 + .... 282. Закончите уравнения реакций, которые приводят к образованию оксотетрагалогенидов ЭОHal4: а) W + WO2 + Cl2 → ...; б) Mo + HNO3 + HF → ...; в) MoF6 + H2O → .... 283. Металлический вольфрам получают восстановлением соединений вольфрама(VI) при нагревании. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) WO3 + H2 → ...; б) K2WO4 + C + NH4Cl → NH3 + ...; в) WS3 + CaO → CaS + .... 284. Закончите уравнения реакций, составив электронные уравнения, в результате которых образуется диоксид молибдена: а) MoO3 + CO → ...; б) MoO3 + CH4 → ...; в) MoO3 + NH3 → N2 + .... 285. Пентахлорид молибдена получается при действии сухого хлора на о порошкообразный молибден при 650-700 С и легко окисляется до молибденовой кислоты. Закончите уравнения реакций, составив электронные уравнения: а) Mo + Cl2 → ...; б) MoCl5 + HNO3 + H2O → ...; в) MoCl5 + H2SO4 (конц.) + H2O → ….

92

Тема 7.4. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIБ Теоретические основы Общая характеристика элементов, нахождение в природе, получение и свойства. Соединения марганца(II), (III) и (IV). Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов. Соли марганца. Оксид марганца(IV). Соединения марганца(VI). Оксид марганца(VII), марганцовая кислота и перманганаты. Соединения рения(III), (IV), (VI) и (VII). Оксиды, рениевая кислота, перренаты. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца и рения в различных степенях окисления, их зависимость от рН среды. Применение марганца, рения и их соединений. Задачи 286-300 286. Как влияет повышение степени окисления марганца на изменение кислотно-основных свойств его оксидов и гидроксидов? Какие кислотно-основные свойства прявляет гидроксид марганца(IV)? Нарисуйте графическую формулу гаусманита (Mn3O4), являющегося солью марганца и ортомарганцовистой кислоты. Закончите уравнение реакции, составив электронные уравнения: Mn3O4 + Ba(NO3)2 + Ba(OH)2 → .... 287. Как взаимодействуют с разбавленными кислотами марганец, технеций и рений? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, учитывая наиболее характерную степень окисления: а) Mn + HCl → ...; б) Tc + HNO3 → ...; в) Re + HClO4 + H2O → .... 288. Почему соединения марганца(VI) способны к диспропорционированию? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) MnO3 + H2O → ...; б) K2MnO4 + H2O → ...; в) K2MnO4 + H2SO4 → .... 289. Как влияет pH раствора на глубину восстановления перманганата калия? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций KMnO4 с нитритом калия: а) при pH 3; б) при pH 12. 290. Манганаты получают сплавлением MnO2 cо щелочами в присутствии окислителей. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) MnO2 + O2 + NaOH → ...; б) MnO2 + NaClO3 + NaOH → .... 291. Марганцовую кислоту получают окислением соединений марганца(II) оксидом свинца(IV) в азотно- или сернокислой среде. Это очень чувствительная качественная реакция служит для определения марганца. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакции нитрата марганца с оксидом свинца(IV) в присутствии азотной кислоты. Почему в этой реакции нельзя применять хлороводородную кислоту? 292. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, учитывая окислительно-восстановительные свойства марганца в разных степенях окисления:

93

а) MnO2 + KI + H2SO4 → ...; б) K2MnO4 + Cl2 → ...; в) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → .... 293. Какие окислительно-восстановительные свойства проявляет MnO2? Почему? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) MnO2 + NaI + H2SO4 → ...; б) MnO2 + NaNO3 + Na2CO3 → ...; в) MnO2 + NH4NO3 → N2 + .... 294. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Mn3O4 → Mn → MnCl2 → Mn(OH)2 → Mn(OH)4 → MnO2 → K2MnO4. 295. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций, приводящих к диоксиду марганца: а) Mn2O3 + H2SO4 → ...; б) MnO + NaClO3 → ...; в) Mn(OH)2 + Cl2 + NaOH → .... 296. Почему соединения марганца(III) и (VI) способны к диспропорционированию? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Na2MnO4 → …; б) Mn2O3 + H2SO4 → …. 297. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, в которых диоксид марганца окислитель: а) MnO2 + HCl (конц.) → ...; б) MnO2 + H2SO4 (конц.) → ...; в) MnO2 + NH3 → N2 + .... 298. На основании электронно-ионных уравнений закончите следующие уравнения реакций: а) NaMnO4 + Na2SO3 + NaOH → ...; б) Na2MnO4 + Br2 → ...; в) MnSO4 + NaClO3 + NaOH → .... Как изменится окраска растворов солей марганца в результате реакций? 299. Какая степень окисления наиболее характерна для рения? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) ReS2 + O2 → ...; б) Re + H2O2 → ...; в) ReO3 + HNO3 → .... 300. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций диспропорционирования соединений рения: а) ReF5 + H2O → ...; б) ReCl6 + H2O → ...; в) K2ReCl5 + H2O → ....

Тема 7.5. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIIБ Теоретические основы Общая характеристика элементов, нахождение в природе, способы получения. Чугун и сталь. Оксиды, гидроксиды и соли железа(II) и (III), кобальта(II) и (III), никеля(II). Их комплексные соединения. Соединения железа(VI). Платиновые металлы. Понятие о методах разделения элементов. Гидроксиды палладия(II), платины(II) и (IV), их свойства. Оксиды ру-

94

тения(VIII) и осмия(VIII). Важнейшие соединения платиновых металлов, их получение и свойства. Применение простых веществ и соединений. Задачи 301-315 301. Какие степени окисления проявляет железо в соединениях? Приведите ионно-молекулярные уравнения качественных реакций на ионы железа(II) и (III). Почему водные растворы феррата натрия Na2FeO4 выделяют кислород? 302. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, в которых феррат натрия является окислителем: а) Na2FeO4 + HCl (конц.) → ...; б) Na2FeO4 + NH3 + H2O → .... 303. Объясните, почему можно получить гидроксид натрия прокаливанием безводного карбоната натрия с оксидом железа(III) с последующей обработкой плава горячей водой? Составьте уравнения химических реакций этого способа получения гидроксида натрия. 304. Как гидроксид железа(III) взаимодействует c кислотами и концентрированными растворами щелочей? Приведите ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций. Какие кислотно-основные свойства прявляет гидроксид железа(III)? Нарисуйте графическую формулу магнетита Fe3O4, рассматривая последний как феррит железа(II). 305. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: FeS2 → Fe2O3 → Fe → FeCl2 → K4[Fe(CN)6] → K3[Fe(CN)6]. 306. Окислитель, железо(III), при сплавлении cо щелочами в присутствии более сильных окислителей приобретает степень окисления +6. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Fe(OH)3 + Cl2 + NaOH → ...; б) FeCl3 + H2S → ...; в) Fe2O3 + NaClO3 + NaOH → .... 307. Зная, что магнетит Fe3O4 является ферритом железа(II), напишите уравнения реакции Fe3O4 с хлороводородной и азотной кислотами. Для окислительно-восстановительной реакции составьте электронные уравнения. 308. Гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] (красную кровяную соль) нельзя получить прямым взаимодействием соединений железа(III) с цианидом калия, так как последний окисляется до СО2, а железо переходит в K4[Fe(CN)6]. Напишите электронные и молекулярное уравнения реакции хлорида железа(III) c KCN в воде, считая степень окисления углерода в цианиде равной +2. 309. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Сo2O3 → Co → Сo(NO3)2 → Co(OH)2 → Co(OH)3 → CoCl2 → CoCl3. 310. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Ni → NiO → Ni(NO3)2 → Ni(OH)2 → Ni(OH)3 → NiCl2.

95

311. Рутений и осмий устойчивы по отношению ко всем кислотам и многим смесям кислот, но при сплавлении со щелочами в присутствии окислителей переходят, соответственно, в рутенаты(VI) и осматы(VI). Зная это, напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Ru + NaNO3 + NaOH → ...; б) Os + NaClO3 + NaOH → ...; в) Os + O2 + KOH → .... 312. Соединения иридия(VI) - сильные окислители. Окисляя воду, и даже хлор, они восстанавливаются в соединения иридия(IV). Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций IrF6: а) с водой; б) с хлором. В первой реакции одним из продуктов является гидроксид иридия (IV), а во второй - фторид хлора. 313. Иридий, в отличие от кобальта и родия, образует устойчивые соединения со степенью окисления +4. Зная это, напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Ir + O2 → ...; б) Ir + Cl2 + NaCl → ...; в) Ir(OH)3 + O2 + H2O → .... 314. Палладий, в отличие от платины, легко растворяется в азотной и горячей концентрированной серной кислотах. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций растворения палладия в концентрированной серной кислоте, а платины в царской водке (смеси концентрированных азотной и хлороводородной кислот). Примите во внимание наиболее характерную степень окисления этих элементов в соединениях. 315. Гексахлорорутенат(IV) водорода (гексахлорорутениевую кислоту) получают растворением рутения в царской водке (смеси концентрированных азотной и хлороводородной кислот). Аналогичное соединение получается при растворении платины в насыщенной хлором хлороводородной кислоте. Напишите электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

Тема 7.6. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ IБ Теоретические основы Общая характеристика элементов, нахождение в природе, способы получения. Соединения меди(I) и (II), серебра(I); оксиды, гидроксиды, соли и комплексные соединения. Соединения золота(I) и (III). Применение простых веществ и соединений. Задачи 316-330 316. Соединения серебра(I) являются окислителями, тогда как соединения золота(I) неустойчивы и в момент образования диспропорционируют. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) взаимодействия формальдегида (H2C=O) с Ag2O; б) диспропорционирования AuCl. 317. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: CuSO4 → Cu → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuCl2 → CuCl → HCuCl2. 96

318. Как получают хлорид меди(I)? Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций CuCl с концентрированными растворами: а) хлороводородной кислоты; б) аммиака. 319. При пропускании хлора через взвесь Cu(OH)2 в щелочном растворе появляется- красное окрашивание, обусловленное образованием иона [Cu(OH)4] . Добавлением гидроксида бария осаждается красный тетрагидроксокупрат бария, который, выделяя кислород, быстро чернеет. Напишите электронные и молекулярные уравнения всех упомянутых реакций. 320. Какие реакции лежат в основе цианидного способа извлечения серебра и золота из руд? Напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 321. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: AgNO3 → Ag → AgNO3 → Ag2S → Na[Ag(CN)2] → Ag → AgSO4. 322. Почему хлорид серебра растворяется в концентрированных растворах хлорида натрия, аммиака и тиосульфата натрия? Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций. 323. Какую степень окисления проявляют медь, серебро и золото в соединениях? Какая степень окисления наиболее характерна для каждого из них? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) меди с концентрированной серной кислотой; б) золота с безводной селеновой кислотой. 324. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, объясняющих потемнение серебряных изделий на воздухе и позеленение медных предметов. 325. Почему соединения меди(II), серебра(I) и золота(III) являются окислителями. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) CuO + NH4Cl → N2 + ...; б) Ag2O + Cr(OH)3 + KOH → ...; в) Au2O3 + H2O2 → .... 326. Какая степень окисления наиболее характерна для меди? Исходя из этого, напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Cu2S + O2 → ...; б) CuCl + O2 + HCl → ...; в) Cu2O + HgCl2 + H2O → .... 327. Какая степень окисления наиболее характерна для золота? Исходя из этого, напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Au + Cl2 → ...; б) Au + HNO3 + HCl → ...; в) AuI + NaI → .... 328. Какие кислотно-основные свойства прявляют гидроксиды меди(III) и золота(III)? Исходя из этого, напишите электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций: а) Au + Na2O2 → ...; б) Au2O3 + NaOH + H2O → ...; в) Cu(OH)2 + NaClO + NaOH → .... 329. Зная характерную степень окисления меди, серебра и золота, составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) AuCl + HCl → ...; б) Ag + HNO3 → ...; в) Cu + H2SO4 (конц.) → .…

97

330. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, зная окислительные свойства золота(III): а) AuCl3 + SbCl3 → ...; б) HAuCl4 + SO2 + H2O → ...; в) AuCl3 + AsH3 + NaOH → ....

Тема 7.7. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ IIБ Теоретические основы Общая характеристика элементов, нахождение в природе, получение и свойства. Оксиды, гидроксиды и соли цинка, кадмия, ртути(I) и (II). Их растворимость, свойства. Комплексные соединения. Соединения ртути(I), получение, устойчивость, реакции диспропорционирования. Амидные соединения ртути. Применение простых веществ и соединений. Задачи 331-345 331. К каким классам соединений относятся вещества, образующиеся при добавлении избытка гидроксида натрия на растворы хлоридов цинка, кадмия и ртути(II)? Напишите ионные и молекулярные уравнения этих реакций. 332. Почему гидроксид цинка растворяется как в растворах щелочей, так и в гидроксиде аммония, а гидроксид кадмия растворяется только в гидроксиде аммония? Напишите ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 2+ 333. Какова валентность и степень окисления ртути в ионе Hg2 ? Напишите электронные и молекулярное уравнения реакции избытка ртути с разбавленной азотной кислотой. 334. Почему соединения ртути(I) способны к диспропорционированию? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций каломели (дихлорида диртути): а) с хлором; б) с раствором дихлорида олова. 335. Составьте уравнения реакций сулемы (дихлорида ртути): а) с оксидом серы(IV); б) с избытком иодида натрия. Для окислительно-восстановительной реакции приведите электронные уравнения, а для реакции обмена напишите ионное уравнение. 336. Реагируют ли цинк, кадмий и ртуть с водой, растворами щелочей, с разбавленной и концентрированной серной кислотой? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций. 337. Сульфид ртути(II), в отличие от сульфидов цинка и кадмия, растворяется в концентрированном растворе сульфида натрия. Напишите молекулярные уравнения реакций HgS с концентрированными растворами: а) Na2S; б) HNO3. Для окислительно-восстановительной реакции приведите электронные уравнения, а для реакции обмена напишите ионное уравнение. 338. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций цинка: 98

а) с очень разбавленной азотной кислотой; б) с концентрированным раствором аммиака. 339. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: ZnO → Zn → K2[Zn(OH)4] → ZnSO4 → Zn(NH3)4]SO4 → ZnSO4. 340. Цинковая пыль при кипячении с сильнощелочными растворами нитратов восстановливает их максимально. Составьте электронные и молекулярное уравнения этой реакции, если один из продуктов – тетрагидроксоцинкат калия. 341. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: HgS → Hg → Hg(NO3)2 → HgI2 → Na2[HgI4] → Hg. 342. Цинк и кадмий химически активнее ртути. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций, если окислитель восстанавливается максимально: а) Zn + N2 → ...; б) Zn + H3AsO4 + HCl → ...; в) Cd + KMnO4 + H2SO4 → .... 343. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: CdO → Cd → Cd(NO3)2 → Cd(OH)2 → [Cd(NH3)6](OH)2 → CdCl2. 344. Какие кислотно-основные свойства прявляют оксид и гидроксид цинка? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) ZnO + SiO2 → ...; б) Zn + NaOH + H2O → ...; в) Zn + N2H4 + KOH + H2O → .... 345. Почему соединения ртути(II) хорошие окислители? Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций: а) HgS + H2 → ...; б) HgCl2 + SnCl2 → ...; в) HgCl2 + SO2 + H2O → ....

99

7. ПРИЛОЖЕНИЯ 1. Относительные электроотрицательности элементов Н 2.1

Li 1.0

Ве 1.5

В 2.0

С 2.5

N 3.0

O 3.5

F 4.0

Nа 0.9

Mg 1.8

А1 1.5

Si 1.8

Р 2.1

S 2.5

С1 3.0

К 0.8

Са 1.0

Gа 1.8

Gе 1.8

As 2.0

Sе 2.4

Вr 2.8

Rb 0.8

Sr 0.9

In 1.7

Sn 1.8

Sb 1.9

Те 2.1

I 2.5

Сs 0.7

Ва 0.9

Т1 1.8

РЬ 1.9

Вi 1.9

Рo 2.0

Аt 2.2

100

2. Теpмодинамические свойства некотоpых веществ ΔHof, 298 К,

So298 К,

ΔHof, 298 К,

So298 К,

Вещество

кДж/моль

Дж/моль⋅К

Вещество

кДж/моль

Дж/моль⋅К

Br2(г)

30.91

245.37

F2(г)

0.00

202.67

C(тв, графит)

0.00

5.74

HBr(г)

-36.38

198.58

C(тв, алмаз)

1.90

2.38

HCl(г)

-92.30

186.70

Cd(тв)

0.00

51.76

HCHO(г)

-115.90

218.78

CdO(тв)

-258.99

54.81

HI(г)

26.36

206.48

CH3CHO(г)

-166.00

264.20

H2(г)

0.00

130.52

CH3CH2OH(ж)

-277.6

282.0

H2O(г)

-241.81

188.72

CH4(г)

-74.85

186.27

H2O2(г)

-135.88

234.41

ClO2(г)

104.60

257.02

H2S(г)

-20.15

205.64

Cl2(г)

0.00

222.98

I2(г)

62.43

260.60

CO(г)

-110.53

197.55

NH3(г)

-46.19

192.50

COCl2(г)

-219.50

283.64

NH4Cl(тв)

-315.39

94.56

CO2(г)

-393.51

213.66

NO(г)

91.26

210.64

CS2(г)

115.28

237.8

NOBr(г)

81.84

272.63

C2Cl4(г)

19.61

340.92

NOCl(г)

52.59

263.50

C2Cl6(г)

27.13

398.52

NO2(г)

34.19

240.06

C2H2(г)

226.75

200.82

N2(г)

0.00

191.50

C2H6(г)

-84.67

229.5

N2O(г)

82.01

219.83

C6H6(г)

82.93

269.2

N2O5(г)

13.30

355.65

Fe(тв)

0.00

27.15

O2(г)

0.00

205.04

Fe3O4(тв)

-1117.13

146.19

O3(г)

142.26

238.82

101

3. Стандартные электродные потенциалы eо некоторых окислительно-восстановительных систем в водных растворах при 298 К Окислительно-восстановительнaя системa

eо, В

Окислительно-восстановительнaя системa

eо, В

K+ + e- ⇄ Ko

- 2.92

O2 + 2H+ +2e- ⇄ H2O2

+ 0.68

Mg2+ + 2e- ⇄ Mgo

- 2.37

Fe3+ + 3e- ⇄ Feo

Al3+ + 3e- ⇄ Alo

- 1.70

Ag+ + e- ⇄ Ago

+ 0.77 + 0.80

Mn2+ + 2e- ⇄ Mno

- 1.18

NO3- + 4H+ + 3e- ⇄ NO + 2H2O

+ 0.96

SO42- + H2O + 2e- ⇄ SO32- + + 2OH-

- 0.93

Br2 + 2e- ⇄ 2Br-

+1.07

Zn2+ + 2e- ⇄ Zno

- 0.76

IO3- + 6H+ + 6e- ⇄ I- + 3H2O

+ 1.09

Fe2+ + 2e- ⇄ Feo

- 0.44

2IO3- + 12H+ + 10e- ⇄ I2 + 6H2O

+ 1.19

Sn2+ + 2e- ⇄ Sno

- 0.14

O2 + 4H+ + 4e- ⇄ 2H2O

+ 1.23

CrO42- + 2H2O + 3e- ⇄ CrO2- + + 4OH-

- 0.13

Cr2O72- + 14H+ + 6e- ⇄ 2Cr3+ + + 7H2O

+ 1.33

Pb2+ + 2e- ⇄ Pbo

- 0.13

Cl2 + 2e- ⇄ 2Cl-

+ 1.36

2H+ + 2e- ⇄ H2

0.00

ClO3- + 6H+ + 6e- ⇄ Cl- + 3H2O

+ 1.45

SO42- + 2H+ + 2e- ⇄ SO32- + H2O

+ + 0.22 ClO3 + 12H + 10e ⇄ Cl2 + + 6H2O

+ 1.47

Cu + 2e ⇄ Cu

+ 2+ + 0.34 MnO4 + 8H + 5e ⇄ Mn + + 4H2O

+ 1.52

O2 + 2H2O + 4e- ⇄ 4OH-

+ + 0.40 MnO4 + 4H + 3e ⇄ MnO2 + + 2H2O

+ 1.69

I2 + 2e- ⇄ 2I-

+ 0.54 H2O2 + 2H+ + 2e- ⇄ 2H2O

+ 1.77

AsO43- + 2H+ + 2e- ⇄ AsO2- + + 2H2O

+ 0.56 BiO3- + 6H+ + 2e- ⇄ Bi3+ + 3H2O + 1.80

MnO4- + e- ⇄ MnO42-

+ 0.56 F2 + 2e- ⇄ 2F-

2+

-

o

102

+ 2.87

8. СОДЕРЖАНИЕ 1. ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ ....................................................................... 2. СТРУКТУРА ДИСЦИПЛИНЫ ...................................................................................................... 3. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ .................................................................................................. 3.1. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ............................................................................................................ 3.1.1. ЧАСТЬ I. ТЕОРЕТИЧЕСИЕ ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ ......................... 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.................................................................... 2. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА ........................................................................................................ 3. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ ......... 4. РАСТВОРЫ ............................................................................................................................... 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ................................................ 3.1.2. ЧАСТЬ II. ОБЗОР СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И ВАЖНЕЙШИХ СОЕДИНЕНИЙ ......... 1. s-ЭЛЕМЕНТЫ ........................................................................................................................... 2. p-ЭЛЕМЕНТЫ .......................................................................................................................... 3. d-ЭЛЕМЕНТЫ .......................................................................................................................... 4. f-ЭЛЕМЕНТЫ ........................................................................................................................... 3.2. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛЕКЦИЙ для студентов очно-заочной формы обучения ……... 3.3. ТЕМЫ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ.............................................................................................. 4. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК ............................................................................................ 5. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ .................................................................................................................... 6. ЗАДАНИЯ НА КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ ................................................................................. ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ №1.............................................................. КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №1 ....................................................................................................... ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ №2 ............................................................. КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 2 ...................................................................................................... ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ № 3 ............................................................ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 3 ...................................................................................................... 7. ПРИЛОЖЕНИЯ .................................................................................................................................. 1. Относительные электроотрицательности элементов ........................................................ 2. Теpмодинамические свойства некотоpых веществ ........................................................... 3. Стандартные электродные потенциалы eо некоторых окислительновосстановительных систем в водных растворах при 298 К ………..................................

103

3 4 5 5 5 5 5 8 9 10 12 12 12 17 18 19 21 21 22 30 30 33 44 47 62 64 100 100 101 102