Методические рекомендации по организации изучения дисциплины

1.7.1 Тематика и планы практических занятий.

 

Модуль 1 «Общая химия»

Практическое занятие № 1 (2ч.)

Тема: Основные химические понятия и законы. Расчёты по формулам химических соединений.

План:

1. Переходы от массы и объёма вещества к количеству вещества и обратно при нормальных и нестандартных условиях.

2. Определение молярных масс газообразных веществ по относительной плотности газов и по уравнению Менделеева – Клапейрона.

3. Определение количества структурных единиц вещества в его навеске или обьёме.

4. Мольные и объёмные отношения веществ в уравнениях химических реакций.

5. Вывод формул химических соединений по данным о его количественном составе.

Вопросы для обсуждения:

1. Относительные атомные и молекулярные массы. Молярная масса вещества.

2. Формулы определения количества вещества по известным данным о массе веществ, объёмах газов при нормальных и нестандартных условиях, а также количестве структурных единиц вещества.

3. Следствия из закона Авогадро.

4. Массовая доля элемента в соединениях.

5. Уравнения химических реакций как отражение закона сохранения массы вещества.

Расчетные задачи:

А. Задачи на определение молекулярных масс веществ в газовом состоянии, на молярный объем, закон Авогадро:

1) Плотность газа по воздуху 3, 5. Найти массу молекулы газа.

2) Определить массу атома и молекулы гелия.

3) Масса 1 л газа (н.у.) равна 1, 43 г. Чему равна молярная масса этого газа?

Б. Задачи на газовые законы:

4) Давление воздуха в автомобильной шине 0, 3 МПа при 15^оС. Как изменится давление, если шина нагреется до 50^оС?

5) Под каким давлением в сосуд вместимостью 5•10^-3 м³ можно при температуре 27^оС собрать СО₂ массой 0, 022 кг?

В. Задачи на вывод химических формул:

6) Вывести простейшую формулу фторида алюминия – калия, если в нем содержится 27, 46%К, 19, 02%Аl, 53, 52F.

7) Из 0, 462 г пирита получено 1, 77 г сульфата бария. Определите содержание серы в пирите и его формулу.

 

Задания для самостоятельной работы:

1. Плотность газа по водороду равна 22. Определить плотность газа по хлору.

2. Какой объем занимают 6, 02•10²³ атомов азота при н.у.?

3. Исходя из мольной массы углерода, определите абсолютную массу атома углерода в граммах.

4. Сколько атомов азота в 2, 8 л оксида азота (III) (н.у.)?

5. Сколько литров водорода (20^оС и 100 кПа) выделится при взаимодействии 165 г Fe с 1 кг 30%-ого р-ра HCl? Сколько граммов HCl не войдет при этом в реакцию?

6. Из 1, 568г железной руды получили осадок фосформолибдата состава Р₂О₅•24МоО₃ массой 0, 427 г. Каково содержание фосфора в руде в процентах?

7. Бороводород содержит 78, 26 % бора. При давлении 99, 0 кПа и температуре 20 ⁰ С 9, 2 г этого газа занимают объём 8, 2 л. Определить формулу соединения.

8. 5 мл водорода сожгли с 10 мл воздуха. После сгорания объемов газов составил 8, 7 мл. 9. 9. Какова объемная доля кислорода в воздухе, взятом для горения? Какова его мольная доля в воздухе?

10. Вещество содержит 75, 76% мышьяка и кислород. Плотность паров по воздуху этого вещества 13, 65. Какова формула этого соединения?

Занятие № 2 (2 ч.)

Тема: Классификация неорганических соединений, общие химические свойства соединений различных классов.

 

План:

1. Составление формул бинарных соединений и гидроксидов с использованием Периодической системы и предсказание их свойств.

2. Определение степеней окисления элементов в соединениях и написание формул веществ по их названиям.

3. Генетическая связь между классами неорганических соединений. Составление уравнений химических реакций по схемам. Цепочки соединения типа:

Сu → Cu(NO₃) → Cu(OH)₂→ CuSO₄→ (CuOH)₂SO₄

4. Расчеты по химическим уравнениям.

4.1. Вычисления, связанные с переходом от количества вещества к его массе и объему газообразных соединений и обратно.

4.2. Вычисления с использованием постоянной Авогадро.

4.3. Вычисления по уравнениям химических реакций, если один из реагентов содержит примеси.

4.4. Вычисления по уравнениям последовательных реакций, параллельных реакций

4.5.Вычисления количественного состава газовых смесей, если в них протекают химические реакции.

4.6. Вычисления с учетом практического выхода продукта.

4.7. Вычисления количественного состава смеси веществ по известным количественным данным о продуктах реакций.

 

Вопросы для обсуждения:

1. Какие вещества называются оксидами? Приведите примеры основных, кислотных и амфотерных оксидов.

2. Как образуются гидроксиды? Какие вещества называются основаниями? Ккислотами?

3. На примере оксидов и гидроксидов элементов третьего периода объясните изменения их характера при увеличении порядкового номера элемента.

4. Как определяют кислотность основания? Как определяют основность кислоты?

5. Какие вещества называются солями? Назовите различные способы получения солей и составьте соответствующие уравнения.

6. В чем сходство диссоциации оснований? кислот? Докажите, что оно имеется.

7. Как образуются нерастворимые в воде основания? Составьте соответствующие уравнения.

8. Какие гидроксиды называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?

9. Назовите условие необратимости реакции между растворами двух солей.

10. Расчеты по химическим формулам и уравнениям с использованием понятий: моль, переход от количества вещества к массе и обратно, объемная и мольная доли:

а) Вычислить процентное содержание фторапатита Са₃(РО₄)₂•Са₂F₂ и примесей в хибинской руде, если в ней 30% оксида фосфора (V).

б) При пропускании сернистого газа через раствор едкого калия образовалось по 0, 1 молю средней и кислой соли. Какой объем газа был пропущен через раствор?

 

Задания для самостоятельной работы:

1. Составьте уравнения реакций:

а) Р₂О₅+ Са(ОН)₂ → з) FeCI₃ + NaOH→

б) ZnO + H₃PO₄ → н)СаО + СО₂ →

в) Sn(OH)₂ + NaOH → к) SО₃ + Са(ОН)₂ →

г) Sn(OH)₂ + НС1 → л) Pb(NO₃)₂ + KCI →

д) NaHCO₃ + HC1 → м) SO₂ + Н₂О →

е) NaHCO₃ + NaOH → н) MnO + Н₂О→

ж) Са(НСО₃)₂+ NaOH → о) Mg(OH)₂ + СО₂ →

2. Напишите уравнения реакций, назовите вещества в схемах превращений а) Cu→ CuO → CuCl₂ → Cu(OH)₂ → CuO

б) S → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄ → NaHSO₄ → Na₂SO₄

в) Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)₂SO₄ → ZnO

г) Cu(OH)₂ → CuCl₂ → ZnCl₂→ ZnOHCl→ ZnSO₄

д) CO₂ → MgCO₃ → Mg(HCO₃)₂ → MgCO₃ → MgO

ж) С → CО₂ → H₂CO₃ → BaCO₃ → BaCl₂

з ) MgO → MgCl₂→ Mg(OH)₂ → MgOHNО₃ → Mg(NO₃)₂

и) FeCl₂ → FeCl₃→ Fe₂O₃ → Fe → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃

Расчетные задачи.

1. 5 мл водорода сожгли с 10 мл воздуха. После сгорания объемов газов составил 8, 7 мл. Какова объемная доля кислорода в воздухе, взятом для горения? Какова его мольная доля в воздухе?

2. Через раствор, содержащий 7, 4 г гидроксида кальция, пропустили 3, 36 л СО₂, взятого при нормальных условиях. Найти общую массу солей, образовавшихся в результате реакции.

3. Серебро, массой 5, 4 г, растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору прилили избыток раствора бромида натрия. Рассчитайте массу образовавшегося осадка.

4. Вычислите объем соляной кислоты (массовая доля HCl 20%, плотность 1, 1 г/мл), которая потребуется для растворения смеси цинка и никеля, массой 9, 8 г (массовая доля никеля в смеси 60, 2%).

 

Литература:

1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Практические занятия №3 (2 ч.)

Тема: Строение атома. Химическая связь.

План:

1. Электронная конфигурация элемента.

2. Конфигурации атомов в возбужденном состоянии.

3. Валентные возможности атомов одного и того же элемента. Использование таблицы электроотрицательностей атомов.

 

Вопросы для обсуждения:

1. Дайте характеристику квантовых чисел состояния электрона.

2.Что означает запись 2 р²?

3. Опишите формулу орбитали с квантовыми числами: n=3; l=0; m=0. Могут ли быть орбитали другой формы при данном n?

4. Как происходит sp-, sp²-, sp³ – гибридизация? Приведите примеры.

5. Что такое «сигма» и «пи» - связь? Как они возникают?

6. Какая из конфигураций электронных оболочек возможна: 2s², 2p⁵, 3f³, 2d³, 3d¹¹, 2p⁸?

7. Какие типы кристаллических решеток вам известны?

8. Какие факторы влияют на прочность химической связи?

9. Какое влияние оказывают водородные связи на температуру кипения жидкостей?

 

Задания для самостоятельной работы:

1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:

_{40 42 40 40 112 112 136 138}

а. ₂₀ Ca и ₂₀Ca; b. ₁₈ Ar и ₁₉K; c. ₄₈Cd и ₅₀Sn; d. ₅₄Xe и ₅₆Ba?

2. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:

3. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция.

4. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома.

5. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:

a....2s²; b....3s² 3d¹; c.... 4s² 3d²; d.... 1s² 2s² p⁶ 3p¹?

6. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния?

7. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных f-электронов:

a. Pu; b. Am; c. Cm; d. Bk?

8. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с минимальной энергией:

a. 1s → 2p; b. 1s → 4d; c. 2s → 4s; d. 2p → 3s?

9. Какие значения всех квантовых чисел (n, m_l , m, m_s) возможны для валентного электрона атома калия:

a. 4, 1, -1, - 1/2; b. 4, 1, +1, +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?

10. Какое из приведенных химических соединений имеет более прочную химическую связь: а) HI или НВr; б) Н₂О или Н₂S; в) NH₃ или PH₃?

Литература:

1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

 

Практическое занятие № 4 (2 ч.)

Тема: Основы химической термодинамики.

План:

1. Основные понятия химической термодинамики.

2. Закон Гесса и его следствия.

3. Критерии самопроизвольного протекания процессов.

4. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в воде.

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Чему равен тепловой эффект химической реакции?

2. Какие уравнения реакций называют термохимическими?

3. Что называют стандартной энтальпией образования вещества?

4. Сформулируйте закон Гесса.

5. Сформулируйте следствия из закона Гесса.

6. Каким соотношением связаны энтальпия, энтропия и энер­гия Гиббса?

7. При каких условиях химические реакции протекают само­произвольно?

Расчетные задачи:

1. На основании справочных данных рассчитайте стандарт­ные изменения энтальпии в каждой из следующих химических ре­акций (предварительно подберите коэффициенты):

а) ZnS _(T)+ O₂(г) = ZnO_(T) +SO₂(г)

б) AgNO3_(T) =Ag_(T) + NО_2(Г)+ O₂(г)

2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандарт­ную энтальпию образования продуктов:

4NO_2(Г) + О_2(г) + 2Н₂О_(Ж) = 4HNO_3(Ж), ∆ Н ° ₂₉₈ = -256 кДж.

3. Определите возможность протекания реакции

P₂O₅(т)+H₂O(ж)→ O₂(г)+PH₃(г)

при стандартных условиях.

4. Для реакции димеризации: NO₂ = N₂O₄ Δ Н = -58, 03 кДж/моль

Δ S = -176, 52 Дж/моль К.

При какой температуре К наиболее вероятна димеризация?

5. Определите Δ Н и Δ G для процесса: Мg + СО₂ = СО + МgО,

пользуясь справочными данными.

 

Задания для самостоятельной работы:

1. На основании справочных данных рассчитайте стандарт­ные изменения энтальпии в каждой из следующих химических ре­акций (предварительно подберите коэффициенты):

а) (NH₄)₂CrО_4(T) = Cr₂O_3(T) +N₂ +Н₂О_(Ж) + NH_3(Г)

б) SO₂(г) + H₂S(г) = S_(T) + Н₂О_(Ж)

2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандарт­ную энтальпию образования продуктов:

2А1₂О_{3 (Т)}+ 6SO_2(Г) + 3O_2(Г) = 2AI₂(SO₄)_3(Т), ∆ Н ° ₂₉₈ = -1750 кДж;

3. Путем расчета определите уравнение реакции, по которо­му возможно разложение пероксида водорода при стандартной тем­пературе:

а) Н₂О_2(Ж)= Н_2(Г) + O_2(Г)

б) Н₂О_2(Г) = Н₂О_(Ж) + 0, 5 O_2(Г)

4. Возможно ли при стандартных условиях разложение нитрата аммония по уравнению: NH₄NO₃ → N₂O +2H₂O.

Ответ подтвердите расчетом, пользуясь справочными данными.

5. Вычислить Н (кДж) реакции: CH₃OH + CH₃COOH → CH₃COOCH₃ + H₂O,

если энтальпии сгорания спирта, кислоты и эфира соответственно равны: – 1366, 91 кДж/моль, – 873, 79 кДж/моль и – 2254, 21 кДж/моль.

6. Какие величины являются функциями состояния процесса: а) работа расширения;

б) теплота, передаваемая через изменение микросостояния; в) теплота, передаваемая через изменение макросостояния; г) внутренняя энергия.

7. На основе расчета укажите пару наиболее устойчивых к нагреванию гидроксидов:

а) КОН и Са (ОН)₂; б) Са (ОН)₂ и Сu (ОН)₂;

Литература:

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.

Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.

Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

 

Практическое занятие № 5 (2 ч.)

Тема: Кинетика химических реакций.

План:

1. Основные понятия химической кинетики.
2. Скорость химической реакции. Константа скорости реакции.
3. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

 

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Что такое скорость хими­ческой реакции и от каких факторов она зависит?
2. Что называют константой скорости реакции и каков физи­ческий смысл этой величины? Какие факторы влияют на нее?
3. Какова зависимость скорости реакции от температуры?
4. Что называется температурным коэффициентом скорости реакции? Какие значения он может иметь?
5. Что называют константой химического равновесия? От ка­ких факторов она зависит?
6. Какие факторы влияют на состояние химического равнове­сия? Сформулируйте принцип Ле-Шателье.
7. Как изменится скорость реакции 2NO + О₂ → 2NO₂, проте­кающей в закрытом сосуде, если давление увеличить в 4 раза?
8. Как возрастет скорость реакции при повышении темпера­туры от 50 до 100 °С, если температурный коэффициент равен 2?
9. В какую сторону сместится химическое равновесие при из­менении температуры и давления в следующих случаях:
10. а) 2Н₂О ↔ 2Н₂ + О₂, ∆ Н° > 0
11. б) О₂ + 2СО ↔ 2СО₂, ∆ Н ° < 0
12. Как влияет на равновесие систем повышение давления? температуры?
13. а) 2SO₃ ↔ 2SO₂ + О₂, ∆ Н ° > 0
14. б) N₂ + О₂ ↔ 2NO, ∆ Н ° > 0
15. Напишите выражение константы равновесия системы, пред­варительно расставив коэффициенты:

NH₃ + О₂ ↔ NO + H₂O_(пар)

1. Каким образом можно сместить равновесие этой системы вправо?

 

Задания для самостоятельной работы:

1. Во сколько раз уменьшится скорость реакции при пониже­нии температуры от 120 до 80 °С, если температурный коэффици­ент равен 3?

2. Взаимодействие между оксидом углерода (И) и хлором про­текает по уравнению СО + С1₂ → СОС1₂. Концентрация оксида угле­рода (II) - 0, 3 моль/дм³, хлора - 0, 2 моль/дм³. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию оксида углерода (II) до 1, 2 моль/дм³, а концентрацию хлора - до 0, 6 моль/дм³?

3. В какую сторону сместится химическое равновесие при из­менении температуры и давления в следующих случаях:

4. в) С + Н₂О ↔ СО + Н₂, ∆ Н ° > 0

5. г) N₂ + ЗН₂ ↔ 2NH₃, ∆ Н ° < 0

6. Напишите выражение константы равновесия системы 4Н₂О_(пар) + 3Fe_(T) ↔ Fe₃O_4(T) + 4Н_2(г), ∆ Н ° < 0

7. Как следует изменить температуру, концентрацию и дав­ление компонентов в равновесной системе 4НС1 + О₂ ↔ 2С1₂+ 2Н₂О, ∆ Н Н° < 0, чтобы повысить выход хлора?

8. Укажите общий порядок реакции 2NO + Н₂ = N₂O + Н₂О и порядок реакции по каждому веществу. Напишите кинетическое уравнение реакции.

9. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 37 до 47 °С, если энергия активации равна 74, 5 кДж/моль?

10. Как изменится давление в равновесной системе по отношению к первоначальному:

N₂ + 3 H₂ → 2NH₃ Δ H = - 92кДж,

если равновесные концентрации равны: [ N₂ ] = 0, 9; [ Н₂ ] = 0, 6 и [ NH₃ ] = 6 моль/л.

Литература:

1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

 

Практическое занятие №6 (2 ч.)

Тема: Количественный состав растворов.

 

План:

1. Способы выражения состава раствора:

Массовая доля растворенного вещества; молярная доля растворенного вещества и растворителя; молярная концентрация растворенного вещества (молярность); молярная концентрация эквивалентов вещества (нормальность); объемная доля в газовых растворах

2. Растворимость веществ.

 

Вопросы для обсуждения:

1) типы растворов, их компоненты;

2) гидраты и сольваты (кристаллогидраты)

3) способы выражения содержания растворенного вещества в растворе: массовая доля, молярная доля, молярная концентрация, объем и плотность растворов (расчетные формулы);

4) определение растворимости вещества;

5) зави­симость растворимости газа от давления.

Расчетные задачи:

1) Сколько граммов соли и воды содержится в 800г раствора 12% NaNO₃?

2) Сколько граммов Na₂SO₄·2H₂O следует растворить в 250г воды для получения раствора, содержащего 5% безводной соли?

3) Сколько граммов 10%-ого раствора Н₂SO₄ потребуется для обменного взаимодействия с 100 мл 13, 7%-го раствора Na₂CO₃ (плотность=1, 145г/см³)?

4) Сколько миллиметров 96%-ной серной кислоты необходи­мо взять для приготовления 2 л 0, 5 М раствора?

5) Вычислите растворимость Ba(NO₃)₂ в воде при 20 °С, если в 545 г раствора нитрата бария при этой темпе­ратуре содержится 45 г соли.

6)Вычислите массовую долю K₂SO₄ и его коэффициент растворимости, если при 0 °С 50 г раствора содержат 3, 44 г сульфата калия.

7) При охлаждении насыщенного при 90 °С раствора до 25 °С выкристаллизовалось 200 г соли. Какую массу воды и соли надо взять, если растворимость соли при 90 и 25 °С соответственно составляет 42, 7 и 6, 9 г?

 

Задания для самостоятельной работы:

1. Вычислите массу гидроксида натрия, необходимую для при­готовления 2 л 20%-ного раствора NaOH.

2. Какой объем воды необходимо прибавить к 200 мл 68%-ного раствора серной кислоты, чтобы получить 10%-ный раствор ки­слоты?

3. Определите молярную концентрацию рас­твора серной кислоты, который получится, если к 100 мл 96%-ной серной кислоты прибавить 400 мл воды.

4. Кислота в автомобильном аккумуляторе (раствор серной кислоты) имеет плотность 1, 2 г/см³. Какова массовая доля H₂SO₄ в этом раство­ре? Сколько миллилитров 96%-ной серной кисло­ты нужно взять для приготовления 1 л аккумуля­торной кислоты?

5. Каково содержание (в массовых долях) NaOH в его растворе концентрацией 2 моль/л?

6. Коэффициент растворимости СаС1₂ в воде при 100 °С равен 159 г на 100 г Н₂О. Какая масса хлорида кальция при этой температуре содержится в 1, 35 кг раствора?

7. Определите массовую долю СоС1₂ и растворимость хлорида кобальта, если 500 г его раствора при 20 °С содер­жат 173 г соли.

8. Растворимость CuSO₄ при 20 и 100 °С равна соот­ветственно 20, 2 и 77 г. Какая масса сульфата меди выпадет в осадок, если охладить 825 г раствора от 100 до 20 °С?

9. Определите массу карбоната калия, выпавшего в осадок из 770 г насыщенного при 100 °С раствора и охлаж­денного до 0 °С, если в 100 г растворителя при 100 °С со­держится 155 г соли, а при 0 °С 111 г К₂СО₃.

10. Какой объем надо взять, чтобы растворить 250 г хлора при 10 °С и давлении 1, 5-10⁵Па? Растворимость хлора при 10 °С и давлении 1, 0133-10⁵ Па составляет 3, Н8 м³ на 1 м³ воды.

Литература:

1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

 

Практическое занятие №7 (2 ч.)

Тема: Ионные реакции в растворах.

План:

1. Уравнения ионных реакций обмена:

1) молекулярные;

2) полные ионные;

3) сокращенные ионные.

 

2. Случаи необратимых реакций обмена с образованием:

- малорастворимых веществ

- малодиссоциирующих веществ

- газообразных веществ или летучих соединений.

 

Вопросы для обсуждения:

1. а) сильные и слабые электролиты;

б) степень и константа диссоциации;

в) ионные реакции и направление их протекания;

г)условия протекания реакций в растворах электролитов.

2. Упражнения в написании уравнений ионных реакций обмена:

 

1) Са(NO₃)₂ + K₂CO₃→

2) HNO₃ + Ba(OH)₂ →

3) Ba(NO₂)₂ + K₂SO₄→

4) K₂CO₃ +HCl→

5) Na₂CO₃ + H₂SO₄→

6) NaOH +Fe(NO₃)₂→

7) Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄→

8) Na₂SiO₃ +Ba(OH)₂→

9) FeCl₃ +CsOH→

10) FeSO₄ +Na₃PO₄ →

11) Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄→

12) Na₂SiO₃ +Ba(OH)₂→

13) FeCl₃ +CsOH→

14) FeSO₄ +Na₃PO₄ →

3. Составьте уравнения реакций в молекулярном виде по сокращенным ионным уравнениям:

H⁺ + OH^- → Н₂О

2H⁺ + СО₃ ^2- → Н₂О+ СО₂

Pb ²⁺+ 2OH^-→ Pb (OH)₂

Задания для самостоятельной работы:

1. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:

а) Р₂О₅+ Са(ОН)₂ → з) FeC1₃ + NaOH→

б) ZnO + H₃PO₄ → н) СаО + СО₂ →

в) Sn(OH)₂ + NaOH → к) SО₃ + Са(ОН)₂ →

г) Sn(OH)₂ + НС1 → л) Pb(NO₃)₂ + KC1 →

д) NaHCO₃ + HC1 → м) SO₂ + Н₂О →

2. Осуществите превращения, напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:

а) Pb(NO₃)₂ → Pb(CH₃ COO)₂

б) AgNO₃ → AgCl

в) CoSO₄ → CoCl₂:

г) BaCl₂ → BaSO₄ → Ba(HSO₄)₂

д) Al₂ (SO₄)₃ → Al(NO₃)₃;

е) NH₄Cl → (NH₄)₂ CO₃ → NH₄ HCO₃

3. Определите, какие из перечисленных ниже пар солей могут присутствовать в одном растворе. Составьте уравнения реакций, если они протекают в соответствующей паре:

а) ZnSO₄ + KCl е) Na₂ S + FeSO₄

б) K₂ S + ZnCl₂ ж) BaCl₂ + CuSO₄

в) AlCl₃ + Ba(HS)₂ з) Na₃PO₄ + LiCl

г) FeCl₃ + Na₂ CO₃ и) AgNO₃ + KH₂PO₄

д) Ca(NO₃)₂ + (NH₄)₂CO₃ к) MgSO₄ + Sr(CH₃COO)₂

 

Практическое занятие № 8 (2 ч.)

Тема: Гидролиз солей.

План:

1.Гидролиз солей 4-х типов, образованных:

- сильным основанием и слабой кислотой

- слабым основанием и сильной кислотой

- слабым основанием и слабой кислотой

- сильной кислотой и сильным основанием

2. Составление уравнений гидролиза солей всех видов.

Вопросы для обсуждения:

1. а) в чем заключается процесс гидролиза солей;

б) условие необратимости реакции между растворами двух солей;

в) растворимость солей и оснований, индикация среды реакции;

г) константа гидролиза.

2. Упражнения в написании уравнений реакций гидролиза солей с указанием среды:

а) какие из следующих солей подвергаются гидролизу:

Са (СN)₂, RbNO₃, CuCl₂.

б) в растворах каких электролитов метилоранж имеет красный цвет:

NaCl Zn(NO₃)₂ Al₂(SO₄)₃ Na₂S Ba(NO₂)₂

Задания для самостоятельной работы:

1. Напишите уравнения реакций гидролиза солей, указав среду:

Ca(ClO)₂ Cs₂SO₄ Na₂HPO_4.

2. В растворах каких электролитов лакмус имеет красный цвет:

K₂CO₃, LiCl, (CH₃COO)₂Ca, Cr(OH)₂, CaS?

3. В какой цвет окрасится раствор каждой из солей при добавлении лакмуса: хлорид марганца(П), цианид калия, перхлорат натрия, карбонат лития, ацетат кальция, сульфат алюминия? Ответ подтвердите уравнениями реакций гидролиза.

4. Почему при кипячении раствора хлорида железа(Ш) появля­ется осадок? Как можно подавить гидролиз хлорида железа(Ш)? Как влияет концентрация соли на степень гидролиза?

5. Раствор какой соли при прочих равных условиях будет иметь меньшее значение рН: a) CH₃COONH₄ или СН₃СООК;

б) К₂СО₃ или КСЮ₃;

в) NaNO₃ или NaNO₂;

г) Li₂SO₄ или Li₂SO₃?

6. Как с помощью индикатора различить растворы трех солей:

a) ZnS0₄, NaCl и K₂SiO₃;

б) NaNO₃, NaNO₂ и Mg(NO₃)₂;

в) Ba(NO₃)₂, AlBr₃ и RbCN?

Расчетные задачи:

7. Какие вещества образуются при необратимом гидролизе би­нарного соединения бора и фосфора, в котором оба элемента проявляют валентность, равную трем?

8. Какие из приведенных бинарных соединений подвергаются необратимому гидролизу: PCI₃, SiC, Ca₃P₂, Fe₃C, MgH₂, BeC₂? Напишите уравнения реакций.

9. Почему в растворе гидрокарбоната натрия среда щелочная, а в растворе гидросульфита натрия кислотная?

10. Константы диссоциации кислот HNO₂, HBrO и НСIO рав­ны соответственно 4 ∙ 10^-4, 2, 5∙ 10^-9 и 5∙ 10^-8. Расположите на­триевые соли этих кислот в порядке увеличения рН раствора (при одинаковой концентрации вещества).

 

 

Практическое занятие № 9 (2 ч.)

Тема: Окислительно-восстановительные реакции. Методы электронного и электронно-ионного баланса.

 

План:

1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР):

- межмолекулярная;

- внутримолекулярная;

- реакция диспропорционирования

2. Роль среды в ОВР.

3. Разбор примеров ОВР и упражнения в подборе коэффициентов в уравнениях реакций методами электронного и электронно-ионного баланса.

Вопросы для обсуждения:

1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

2. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

3. Окислительно-восстановительные реакции в мониторинге и защите окружающей среды.

4. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методами электронного и электронно-ионного баланса.

Аg + HNO₃, конц. →

Аg + HNO₃, разб. →

Mg + HNO₃, конц. →

Mg + HNO₃, разб. →

Mg + HNO₃, очень разб. →

5. NaOH +S = Na₂S+Na₂SO₃

BaCrO₄ = BaO +Cr₂O₃ +O₂

Na₂SO₃ + KMnO₄ +KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ +H₂O

FeSO₄ + KMnO₄+H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ +MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Na₂SO₃ + KMnO₄ +H₂O = Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = K₂SO₄ +Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

Задания для самостоятельной работы:

1. Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методом ионно-электронного баланса.

1) MnO₄^- +H⁺ +NaCl → Cl₂ + Mn²⁺ +H₂O +…

2) Cr(OH)₄)^- + Br₂ + OH^- → CrO₄^2- +Br ^- +H₂O+ …

3) Cr³⁺ + S₂O₈^2- + H₂O → Cr₂O₇^2- + SO₄^2- + H⁺ + …

4) NaOH +S → Na₂S +Na₂SO₃ +....

5) AgCl + Mn²⁺ +OH^- → Ag+ MnO(OH)₂ + Cl^- + H₂O

6) SnCl₂ + H₂O₂ + H⁺ + Cl^- → SnCl₄ + H₂O +....

 

Практическое занятие № 10 (2 ч.)

Тема: Электролиз.

План:

1. Электролиз как разновидность окислительно-восстановительных процессов.

2. Электролиз расплавов солей.

3. Электролиз растворов солей.

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Какие процессы протекают при электролизе на аноде? на катоде?

2. В чем отличие процессов электролиза с растворимым ано­дом; с нерастворимым анодом?

4. При электролизе каких растворов солей меняется реакция среды у анода; у катода?

5. Приведите примеры электролиза растворов солей, когда практически не меняется рН среды.

6. Какие процессы протекают на катоде и аноде при электролизе водного раствора ZnCl₂, если: а) анод угольный; б) анод цинковый?

7. В какой последовательности разряжаются ионы металлов Ni²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Ag⁺ при электролизе водных растворов? Почему?

10. Электролиз раствора CuSO₄ производится с медным анодом, содержащим примеси серебра. Окисляются ли оба металла на аноде? Составьте уравнения процессов, происходящих на электродах.

11. Можно ли получить любой металл путем электролиза вод­ного раствора его соли?

12. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процес­сов, протекающих при электролизе следующих веществ с графито­выми электродами:

а) Ca(NO₃)₂ - раствор;

б) NaOH — раствор;

в) H₂SO₄ — раствор;

г) KNO₃ - расплав;

13. Сформулируйте законы Фарадея.

14. Что называется напряжением разложения? Рассчитайте на­пряжение разложения при электролизе водного раствора CuCI₂. Составьте уравнения процессов, протекающих на угольных элект­родах.

Расчетные задачи:

15.Ток силой 2, 5 А, проходя через раствор электроли­та, за 30 мин выделяет из раствора 2, 77 г металла. Определите молярную массу эквивалента металла.

 

Задания для самостоятельной работы

1. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процес­сов, протекающих при электролизе следующих веществ с графито­выми электродами:

а) Ca(NO₃)₂ - расплав;

б) CuSO₄ — раствор.

в) NaOH — расплав;

2. Одинаковы ли будут продукты, выделяющиеся из раство­ров К₂СО₃, K₂SO₄ при пропускании через них электрического тока?

3. Через растворы КС1 и К₃РО₄ пропускали ток в течение некоторого времени. Изменилось ли при этом количество соли в данных растворах?

4. Какие процессы происходят на катоде и аноде при электро­лизе раствора NaNO₃, если оба электрода сделаны из цинка?

5. Через раствор FeCl₂ пропускали ток силой 3 А в течение 10 мин, а через раствор FeCl₃ — ток силой 5 А в течение 6 мин. В каком случае выделилось больше железа? Ответ обоснуйте.

6. При электролизе расплава NaCl на аноде выделилось 280 см³ хлора, измеренного при нормальных условиях. Определите массу натрия, выделившегося на катоде.

7.Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1, 5 ч. Вычислите массу разложившейся воды и объем выделившихся кислорода и водорода (условия нор­мальные).

 

Литература:

1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Модуль 2 «Неорганическая химия»

Практическое занятие № 11(2 ч.)

ТЕМА: Водород. Кислород.

План:

1.Водород в природе. Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.

2. Физические и химические свойства водорода. Применение водорода.

2. Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение.

3.Кислород в природе. Характеристика состава воздуха.

4. Получение, физические и химические свойства кислорода. Озон.

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Охарактеризуйте способы получения водорода в лаборатории и промышленности.

2.Охарактеризуйте химические свойства водорода.

3. В чем выражается участие кислорода в окислительно-восстановительных реакциях?

4. Почему наблюдается резкое различие в свойст­вах воды и пероксида водорода?

5. Объясните, в каких случаях пероксид водорода может проявлять окислительные и в каких восстано­вительные свойства. Напишите уравнения реакций.

6. Какие вещества называют аллотропными видо­изменениями, какие аллотропные видоизменения кислорода вам известны? Можно ли считать химической реакцией превра­щение одного аллотропного видоизменения в другое?

7. В чем выражается участие кислорода в окислительно-восстановительных реакциях?

8.Охарактеризуйте химические свойства водорода.

9. Перечислите способы получения (лабораторные и промышленные методы) кислорода.

10. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

NH3

KOH → H2 → KH → H2 → HCl → H2

CH3OH.

Расчетные задачи:

11. Смесь азота и кислорода имеет относительную плотность по водороду 15, 5. Вычислите молярную долю кислорода в смеси.

Задания для самостоятельной работы:

1. Даны вещества H2, O2, Zn, HCl, CuO. Составьте уравнения пяти реакций возможного

взаимодействия этих веществ друг с другом.

2. Какую роль – окислителя или восстановителя – играет H2O2 в следующих реакциях:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

H₂O₂ + KJ +H₂SO₄ = K₂SO₄ + J₂ + 2H₂O

Составьте уравнения методом электронного баланса.

3. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

H₂O→ NaH→ HCl → H₂O → СаH₂

4. К оксиду серы (IV), массой 3, 2 г, добавили кислород, массой 2, 4 г. Вычислите

объемную долю оксида серы в полученной газовой смеси.

5. В соляной кислоте растворили магний, массой 6 г, и цинк, массой 6, 5 г. Определите

объем водорода, измеренный при н.у., который выделится при этом.

6.При действии избытка воды на сплав натрия и калия массой 0, 85 г выделилось 336 мл (н.у.) газа. Сколько атомов натрия приходится в этом сплаве на один атом калия?

7. В твердом остатке, полученном после частичного термического разложения перманганата калия, на два атома марганца приходится семь атомов кислорода. Вычислите массовую долю перманганата калия в этом остатке.

8. Какой минимальный объем водорода нужен для полного восстановления оксида меди (II), полученного при термолизе 37, 5 г нитрата меди(II)?

9. Исходя из теплот реакций окисления As₂O₃ кислородом и озоном:

As₂O₃ + O₂ = As₂O₅, Δ H° = -271кДж,

3As₂O₃ + 2О₃ = 3As₂O₅, Δ H° = -1096кДж,

вычислите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.

 

Литература

1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии.- М.: Академия, 1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая