2.4 Планы практических занятий

№ 1 практическое занятие. Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии. Элемент, атом, молекула, молекулярная масса, моль. Основные классы неорганических соединений. Оксиды, кислоты, гидроксиды (основания), соли. Нормальные, кислые (гидро) и основные (гидроксо) соли.

Задание

1. Эквивалент. Законы: сохранения энергии, постоянства состава, кратных отношений, объёмных отношений, эквивалентов и закон Авогадро.

Закон постоянства состава? Что такое дальтониды и бертолиды?

2. Какие соединения называются не стехиометрическими? Закон кратных отношений?

3. Закон эквивалентов. Приведите правильное, современное определение слова «эквивалент». Что такое эквивалентный фактор, эквивалентная молярная масса, эквивалентное количество вещества? Приведите примеры и их меры измерения.

4. Закон Авогадро и его последствия. Сфера применения в практике закона.

5. Какие существуют методы нахождения атомной и молярной массы? Объясните их основной принцип.

6. Дайте определения понятиям «атомная масса», «относительная атомная масса», «молярная масса атома». Обоснуйте на примерах.

7. Что такое постоянная Авогадро? Как он применяется при вычислении массы атома и молекулы?

8. 40 г металла вытеснило 14,6 л водорода при температуре 18 С и давлени 1,013 10 Па. Теплоемкость металла 0,39 Дж/г К. Вычислить значение Аr для данного металла.

9. Определите формулу вещества содержащего 26,53% калия, 63,37% хрома и 38,10% кислорода.

10. При температуре 27 С в сосуде объемом 3 л содержится 10 молекул. Вычислить давление внутри сосуда.

11. Cl₃ 0,75 г вещества можно получить 1,87 г хлорида. Вычислить атлмную массу вещества, валентность которого равна 3.

12. Вычислить эквивалентную массу в кислотах, основах и солях, приведенных в реакциях:

а) 3H₂SO₄ + Cr(OH)₃ = Cr(HSO₄)₃ +3H₂O б) H₂SO₄ + Cr(OH)₃ = CrOHSO₄+2H₂O в) 3H₂SO₄ + 2Cr(OH)₃ = Cr(SO₄)₃ +6H₂O

Методические рекомендации: Чтобы выполнить семинарскую работу нужно хорошо освоить теоретическую методику. Задачи нужно решать полагаясь на основные законы химии.

Большинство заданий приведены в виде примеров в методических приложениях авторов

Основная литература: [3] осн. [17-70], 4 осн. [26-95]

Дополнительная литература: [15] 6-22 с., [7] доп. [3-18], [11] доп. [4-9].

Контрольные вопросы:

1. Развитие понятии о строении материи и стехиометрические законы.

2. Что такое эквивалиент? Рассуждение закона эквивалиентов.

3. Законы газов и уравнение Менделеева- Клапейрона.

4. Каковы основные методы вычисление атомной и молекулярной массы?

№ 2 практическое занятие. Эквивалент. Законы: сохранения энергии, постоянства состава, кратных отношений, объёмных отношений, эквивалентов и закон Авогадро.

Строение атомов и молекул. Спектры атома водорода. Волновая функция. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули . Правила Гунда. I, II правила Клечковского.

Задание .

1. Какова скорость распространения электромагнитных колебаний?

2. Длина волн электромагнитных колебании и связь между числом волн.

3. Какова длина волн и область частот видимого, инфракрасного, рентгеновского излучений.

4. Основное значение теории Планка?

5. На основе каких опытов Резерфорд построил планетарную модель атома водорода?

6. Поглощение света ионов трехвалентного хрома замечается при длине волн 14084 см . В какой части видимого спектра ионы хромы поглощаются?

7. В спектре водорода в виде атома при длине волн 6563 А и 4102 А заметны линии. Какой серии соответствуют данные линии?

8. Nd, As, Co, Sr напишите электронную формулу и определите тип.

9. У атомов V , Sc, Cr , Ti сколько свободных орбиталей? Напишите электронную формулу.

10. Если электронная формула элемента заканчивается так: а) 2s²2p³; б) 3s²3p⁴; в) 3d¹⁰4s² то к какой группе и какому периоду соответствуют данные элементы? Напишите электронную формулу этих элементов в обычном и возбужденном состояниях.

1) 1s²; 2) 1s²2s²2p²; 3) 1s²2s²2p⁵; 4) 1s²2s²2p⁶; 5) 1s²2s²2p⁶3s¹.

11. Напишите электронную формулу данных элементов: H, C, N, O, P, B.

12. Каково строение периодической таблицы Д.И. Менделеева? Дайте определение понятиям: группа, период, ряд.

Методические рекомендации: Применяя закономерности строения атомов дать характеристику строению атомов s-, p-, d-, f-элементов и выполняйте упражнения опираясь на теоретический материал.

Основная литература: [3] стр. 17-70, [4], стр. 26-95

Дополнительная литература: [7] стр. 50-73, [11] стр. 11-17, [15], стр. 16-22

Контрольные вопросы:

1. Основные характеристики электромагнитного излучения ( длина волн, волновое число, шкала электромагнитных волн). Постулаты Бора. Охарактеризуйте стационарное состояние атома водорода.

2. Волновые свойства электронов и формула Де Бройла для определения длины волн. Принцип неопределенности Гейзенберга.

3. Как можно написать уравнение Шредингера для атома водорода? Волновая функция электронов и физическое значение числа квантов.

4. Что такое атомные орбитали? Покажите графическую форму атомных орбиталей. Как можно оьъяснить строение атома в многоэлектронных атомах?

5. Объясните на примерах заполнение орбиталей в многоэлектронных атомах. Принцип Паули и правило Гунда. Что такое электронная конфигурация атома? Дайте определение понятию электронный уровень.

6. Периодическая система элементов. Периодический закон Д.И. Менделеева.

№ 3 практическое занятие. Химические связи. Виды химических связей. Валентная связь. Метод молекулярных орбиталей.

Задание.

1. Как создается ковалентная связь в молекуле водорода?

2. Основные параметры определения ковалентной связи. От чего зависит постоянство ковалентной связи?

3. Что такое δ и π связи? Приведите примеры.

4. Что такое гибридизация атомных орбиталей?

5. Как изменяется в ряду химическая связь в данных молекулах в виде газа: NaCl, MgCl₂, AlCl₃, SiCl₄, PCl₅, SCl₆, Cl₂?

6. Что такое донорно-акцепторная связь? Какие из нижепредставленных этих соединений построены с помощью данной связи: BF₃, CH₄, H₂O, H⁺, Co³⁺, NH₂, F^-?

7. Определите гибридизацию молекулы углерода: а) CO₃^2-; б) C₂O₄^2-; в) NCO^-?

8. Какие недостатки у метода ВС? Основные характеристики метода МО.

9. Укажите схему построения электронов по методу МО в данных молекулах: а) В₂, б) С₂, в) N₂. Определите кратность связи. Каковы магнитные свойства данных молекул?

10. Определите заряд остатка кислоты в следующих солях:

а) К₂С0₃ б) КНСОз в) КН₂РО₄ г) К₂НРО₄ д) К₃Р0₄ е) K₂S0₄ ж) Са₃(РО₄)₂

з) Fе(NO₃)₃ и) Са(Н₂Р0₄)₂

11. Какая из этих молекул владеет постоянным моментом диполя: H₂, HCl, H₂O, Ar, N₂, CO₂?

12. Объясните изменение моментов диполя в молекулах одного типа в данном порядке: а) Н₂О (1,84Д)-Н₂S (0,93Д) - H₂Se (0.24Д); б) NH₃ (1,48Д) - РН₃ (0.56Д) -AsH₃ (0,16Д).

Методические рекомендации: Для успешного выполнения семинарской работы необходимо изучить закономерности протекания химических реакций.

Основная литература: [3] осн. [17-70], [4] осн. [26-95],

Дополнительная литература: [7] доп. [50-73] , [11] доп. [11-17].

Контрольные вопросы:

1. Основные понятия метода валентной связи.

2. Ковалентная связь, его виды и характеристики.

3. Основные понятия метода молекулярных орбиталей?

4. Дайте современное определение методу ионной связи. Каковы свойства ионной связи?

5. Что такое водородная связь?

№4 практическое занятие. Закономерности протекания химических процессов. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

Задание.

1. СО + Н₂0 = С0₂ + Н₂ известны начальные концентрации веществ (моль/л): СО = 0,3; Н₂0 = 0,4; С0₂ = 0,4; Н₂=0,05.

Как изменится концентрация веществ, если в реакцию вступит ½ оксида углерода?

2. С + О₂ = СО₂. Как изменится скорость протекания реакции, если концентрацию кислорода изменить в 4 раза?

3. Если = 2, то во сколько раз нужно изменить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 8 раз?

4. При 10 °С реакция заканчивается за 95 секунд, при 20 °С за 60 секунд. Вычислить энергию активации.

5. Если энергия активации равна 30 ккал, то во сколько раз увеличится скорость реакции, если температуру повысить с 30 ˚С до 50 ˚С?

6. Константа скорости реакции при температуре 600 К равна 7,5, а при 750 К 4,5*10². Вычислить энергию активации и константу реакции при температуре 700К.

7. 3Н₂ + N₂  2NH₃ + 24 ккал 3О₂  2O₃ - 68,2 ккал. Какие факторы нужно изменить для смещения равновесия влево или вправо?

8. Для реакции Н₂+ I₂= 2HI концентрации реагентов 0,5 и 1,5 моль/л, концентрация при равновесии равна 0,8 моль/л. Вычислить концентрации при равновесии Н₂ и I₂ и константу равновесия.

9. Оксид углерода и хлор находятся в закрытом сосуде при постоянной температуре. Начальная их концентрация 1 моль/л, а давление в сосуде 1 атм. СО + Сl₂  СОСl₂ До реакции было 50% оксида углерода (II). Какое давление оказывалось на стенки cосуда во время равновесия?

10. Н₂ + I₂ = 2HI константа для реакции равна 50 г при температуре 445 ˚С. Сколько нужно водорода (для получения 90% раствора) для 1 моля йода?

11. 2SO₂ + О₂ = 2SO₃ равновесие реакции установлено при концентрации [SO₂] = 0,1, [СО₂] = 0,05, [SO₃] = 0,9 (моль/л). Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если объем газа уменьшить в 2 раза? Будет ли при этом смещение равновесия? Обоснуйте ответы на решении.

Методические рекомендации: Чтобы хорошо выполнять семинарcкие работы нужно освоить методику курса: скорости химических процессов.

Основная литература: 3 осн. [168-178], 5 осн. [168-173], 3 осн. [146-147].

Дополнительная литература: 10 доп. [42-45],[167-182 б], [2], [172-197], 10 доп. [47-48].

Контрольные вопросы:

1. Скорость химической реакции, отличие скорости гомогенной и гетерогенной реакции. Как влияет концентрация на скорость реакции?

2. Как выводится закон действующих масс? Покажите на примере константу скорости протекания реакции.

3. Как влияет температура на изменение скорости реакции? Дайте определение правилу Вант-Гоффа. Напишите уравнение Аррениуса. Что такое энергия активации?

4. Что такое обратимые и необратимые процессы? Определите константы химического равновесия.

5. Какие факторы влияют на смещение химического равновесия? В чем заключается принцип Ле-Шателье?

№5 практическое занятие. Растворы. Виды обозначения концентрации растворов. Законы Рауля. Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Задание.

1. Что такое растворы? Приведите примеры.

2. Сколько нужно 50%-ой кислоты, плотностью 1,315 г/л, для получения 5л 2%-ной азотной кислоты, плотностью 1,01 г/л ?

3. Вычислите молярную концентрацию 20%-ной азотной кислоты, плотностью 1,04 г/см³.

4. В 7 л раствора содержится 24,4 г неэлектролита. Давление раствора при 0˚С 1,3 атм. Вычислите молекулярную массу раствора.

5. 1,6 г неэлектролита растворили в 250 г воды. Температура замерзания раствора 0,2°С. Вычислите молекулярную массу неэлектролита.

6. 1,6 г неэлектролита растворили в 200 г воды. Температура кипения раствора 100,432 °С. Вычислите молярную массу ратворенного вещества.

7. Концентрация ионов водорода 1,4*10^-3 г-ион/л в 0,1 М растворе уксусной кислоты. Вычислить степень диссоциации и константу диссоциации.

8. Изотонический коэффициент равен i = 1,014, определить степень диссоциации раствора электролита АВ.

9. Определить рН растворов: 0,1 н сероводорода (K₁= 8.7*10^-8), 0,1 н борной кислоты (k₁= 5,7*10^-7), 0,1 н пероксида водорода (К₁ = 2*10^-12).

10. Растворимость карбоната кальция при температуре 18 ⁰С 163,0*10^-4 моль/л. Вычислить произведение растворимости.

11. Напишите реакции гидролиза: Na₃P0₄, Na₂C0₃, Na₂S.

12. Напишите реакции гидролиза и ионные уравнения: а) К₂СО₃, NaNO₂, Na₂S, CH₃COONa, K₃PO₄

б) (NH)₂S0₄, А1₂(S0₄)з, FeCl₃ в) А1₂Sз, А1С1₃ г) (NH₄)₂C0₃, (MH₄)₂S.

Методические рекомендации: Выполнить задания можно пользуясь теорией растворов, таблицей растворимости солей и константой диссоциации.

Основная литература: [5] осн. [195-223], [6] осн. [125-162].

Дополнительная литература: [7] доп. [101-145], [11] доп. [24-31].

Контрольные вопросы:

1. Теория растворов. Обозначение концентрации растворов: массовая доля, молярная кон­центрация, эквивалентная молярная кон­центрация, молярная концентрация.

2. Коллигативные свойства растворов: осмос, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания. Дайте определения законам Рауля.

3. Какие есть определения теории диссоциационной? Приведите примеры на степень и константу диссоциации. Что такое изотонический коэффициент? Приведите примеры на сильные и слабые электролиты.

4. Что такое электролитическая диссоциация воды? Водородный показатель (рН). Как обозначают произведение растворимости?

5. Что такое гидролиз солей? Степень и константа гидролиза солей.

№ 6 практическое занятие. Окислительно - востановительные реакции

Задание.

1. Определить степень окисления в соединениях: Н₂0₂, Ва0₂, (NH₄)₂Cr₂0₇, NH₄CNS, C₂H₄, N₂H₄, CO₂.

2. Напишите процессы окисления и восстановления:

a) FeS0₄ => Fe₂(SO₄)₃; б) Fe₂0₃ => Fe; в) NH₃ => N0;

г) 2Сl^- => C1₂; д) Сl^- => СlO₄^- е) 2IO₄^- => I₂ .

3. При окислительно- восстановительном процессе степень восстановления повышается или понижается? Как изменяется степень восстановителя? Приведите примеры.

4. Который из данных веществ восстановитель, который окислитель, а который проявляет оба свойства: a) KMn0₄, Mn0₂, V₂0₅, KI; б) PbO₂, NH₃, HNO₂, Na₂S; в) Na₂S0₃ HN0₃, K₂Cr₂O₇

5. Уравняйте реакции диспропорционирования:

а) HNO₂ => HNO₃ + NO +H₂O д) К₂Мn0₄ => КМn0₄ + Мn0₂ + КОН

б) TiCl₃ => TiCl₂ + TiCl₄ е) Se + КОН => K₂Se0₃ + K₂Se + Н₂0 в) КОН +С1₂ => КСЮ + КС1 ж) Н₂0₂=> Н₂0+0₂

г) КОН + С1₂ => КСlOз + КС1

6. Определите окислитель и восстановитель во внутримолекулярной реакции, приравняйте равенство:

а) NH₄NO₂ => N₂ + H₂O в) Аu₂Оз => Аu + О₂

б) КСlOз => КС1 + 0₂ г) Рb(NO₃)₂ => РbО + NO₂ + 0₂

д) (NH₄)₂Cr₂O₇ => Cr₂O₃ + N₂ + Н₂О

7. Уравняйте рекции методом электронного баланса и ионно- электронным методом:

а) As₂0₃ + Н₂0 + HN0₃ => H₃As0₄ + NO

б) Fe₂(S0₄)₃ + AsH₄ => As + FeS0₄ + H₂S0₄

в) КIO₃ + Na₂S0₃ + H₂SO₄ => I₂ + Na₂S0₄ + K₂S0₄ + H₂O

r) KMn0₄+Ca(NO₂)₂+H₂S0₄ => CaS0₄ + Mn(N0₃)₂ +KN0₃ +K₂S0₄ + H₂O

д) As₂0₃ + I₂ + KOH => KI + K₃As0₄ + H₂0

е) Cr₂(S0₄)₃ + Br₂ + KOH => K₂Cr0₄ + KBr + K₂S0₄ + H₂0

ж) KClO₃ + I₂ + H₂0 => HI0₃ +KC1

з) Zn + HN0₃ => Zn(N0₃)₂ +NH₄N0₃ + H₂O

и) Ag + HN0₃ => NO₂ +AgN0₃ + H₂0

к) Bi + HNO₃ => Bi(NO₃)₂ + NO + H₂O

л) Ca(OH)₂ + Cl₂ => Ca(ClO)₂ +CaCl₂ + H₂O

м) K₂Cr₂0₇ + С₂H₄(OH)₂ + H₂S0₄ => Cr₂(S0₄)₃ + (COOH)₂ K₂S0₄ + H₂0

н) V₂S₃ + KMn0₄ + HC1 => Н₆V₁₀O₂₈ + S + MnCl₂ + KC1. + H₂0

Методические рекомендации: По среде данной задачи определить выработки окисления и восстановления и по известным методам поставить коэффициенты.

Основная литература: [4] осн. [230-262], [6] осн. [256-305]

Дополнительная литература: [7] доп. [154-167] , [11] доп. [32-42].

Контрольные вопросы:

1. Что такое валентность и уровень окисления?

2. Виды окислительно- восстановительных реакции.

3. Укажите важные окислители и восстановители.

4. Методы уравнения окислительно- восстановительных реакции?

№ 7 практическое занятие. Ряд напряжений металлов и гальванический элемент. Электролиз растворов солей. Основы электрохимии.

Задание.

1. Какая из этих металлов может составить электронную пару с никелем: Fe, Ag, Mg, Cu, Pb?

2. С каким из этих металлов цинк может составить гальванический элемент с наивысшей ЭДС: Sn, Co, Al, Ni, Ag, Au?

3. 0,01 М CuSO₄ Определите электродный потенциал меди. E˚_Cu²⁺_/Cu = +0,34B.

4. Вычислить электродный потенциал серебра при температуре 298 К. [Ag⁺] 0,001моль/л, E˚_Ag⁺_/Ag = +0,80В.

5. ClO₃^- +6H⁺ +6e^- → Cl^-+3H₂O По данной реакции вычислить потенциал равновесия. E˚_Cl03^-_/Cl^- = +1,45B, [ClO₃^-] = [Cl^-] = 0,1моль/л, Т=298К, pH=5.

6. Вычислить ЭДС гальванического элемента цинк - олово. E˚_Zn²⁺_/Zn = -0,76 B, E˚_Sn²⁺_/Sn = -0,14 B.

7. Ni + Pb(NO₃)₂ = Ni(NO₃)₂ + Pb Составить схему гальванического элемента по данной реакции. Напишите реакции проходящие в катоде и аноде. Вычислить ЭДС при [Ni²⁺] =0,01 моль/л; [Pb²⁺] =0,0001 моль/л. E˚_Ni²⁺_/Ni = -0,25 B; E˚_Pb²⁺_/Pb = -0,13 B.

8. Какие вещества выделятся при электролизе водных растворов данных веществ: а) K₂SO₄; б) KNO₃ и AgNO₃; в) CuCl₂ и NaCl; г) FeSO₄ и FeJ₂?

9. Вычислить массу алюминия, полученного в результате электролиза хлорида алюминия в течение 1 часа и при силе тока 10А.

10. Сколько времени потребуется для получения 0,5 кг твердого натрия с помощью электролиза гидроксида натрия при силе тока 2300А? Расход тока 40%. Какой объём кислорода выделится в результате реакции?

Методические рекомендации: При выполнении семинарской работы необходимо изучить закономерности электрохимических реакций. Необходимые сведения можно получить в таблице.

Основная литература: [4] осн. [230-262], [6] осн. [256-305]

Дополнительная литература: [7] доп. [154-167] , [11] доп. [32-42].

Контрольные вопросы:

1. Понятие электродный потенциал? Стандартный электродный потенциал?

2. Что характеризирует ряд напряжений металлов?

3. Что такое гальванический элемент? Уравнение Нернста.

4. Понятие электролиз? Законы электролиза.

№ 8 практическое занятие. Комплексные соединения.

Задание.

1. В данных комплексных соединениях определить заряд комплекса, координационное число комплексообразующих ионов:

а) Na[Co(NH₃)₂(NO₂)₄]; б) [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂; в) [Pt(NH₃)₂(H₂O)(OH)]NO₃.

2. CoClSO₄·5H₂O Даны два комплексных соединения с одинаковыми составами. Первый реагирует с BaCl₂, но не реагирует с AgNO₃. А второй реагирует с AgNO₃, но не реагирует с BaSO₄. Напишите координационную формулу и уравнения реакции с данными солями.

3. Составить координационную формулу данных соединений: 2NH₄Cl·PtCl₄; KCl·AuCl₃; 2Ca(CN)₂·Fe(CN)₂; K₂C₂O₄·CuC₂O₄; (NH₄)₄·Fe(SO₄)₂.

4. Составить координационную формулу комплексных соединений: а) тетрацианоцинкат (ΙΙ) тетрааминомеди; б) калия триоксалатородиат (ΙΙΙ); в) бромотетраамминаквахрома (ΙΙΙ) хлорид.

5. По методу валентных связей построить схему образования ионов комплексных соединений: а) [AuCl₄]^-; б) [Co(NH₃)₆]³⁺.

6. Построить комплексный ион теорией кристаллического поля:

а) [Fe(CN)₆]^3-; б) [CoCl₆]^3-.

Методические рекомендации: При выполнении данных заданий можно применить теоретический материал о комплексных соединениях.

Основная литература: [4] осн. [138-162].

Дополнительная литература: [10] доп. [120-126].

Контрольные вопросы:

1. Комплексные соединения и их виды и свойства.

2. Номенклатура комплексных соединений.

3. Лиганда, координационное число, комплексообразующий ион.

4. Где применяются комплексные соединения?