Приклади завдань для першого курсового колоквіуму

1. Який набір квантових чисел достатній для опису стану електрона у атомі.

2. Сформулюйте основні принципи атомної моделі атома.

3. Яка максимальна кількість електронав може знаходитися у енергетичних станах : 2s; 3p; 4d; 5f.

4. Сформулюйте правила, якими визначається послідовність заповнення електронами орбіталей атома.

5. Наведіть електронні конфігурації у основному стані для атома Mn та іона Fe³⁺.

6. Атоми елементів, що слідують у періодичній системі один за одним у основному стані мають конфігурації …3p⁴,… 3p⁵,… 3p⁶,… 4s¹, … 4s². Розташуйте елементи у порядку зменшення значень першого потенціалу іонізації.

7. Побудуйте графік залежності значень першого потенціала іонізації елементів від порядкового номера.

8. У запропонованих групах елементів вкажіть ті, що мають найбільше значення енергій спорідненості до електрона: - 9,17, 35; 13, 14, 15; 35, 53 і 85.

9. Розташуйте елементи в групах у порядку збільшення їх електронегативності: H, C, N; Na, K, Rb; K,Ca, Sc.

10. Як пояснити, що хлор і фтор маючи однакову електронну конфігурацію у основному стані проявляють різні валентності.

11. Вкажіть способи перекривання орбіталей при наступних комбінаціях : s-s; s-p; p-p; p-d; d-d.

12. Яку геометричну конфігурацію (форму) можуть мати наступні молекули: CS₂, ICl₃ , SeF₆, IF₅ та іони: ICl₄^-; ClO₄^-; ClO₂^-.

13. Поясніть розбіжність у значеннях дипольних моментів таких молекул: NF₃ (0,23 D) - NH₃(1,47 D); AsH₃ (0,16 D) - NH₃(1,47 D).

14. Намалюйте діаграму молеулярних орбіталей лінійної молекули – вуглекислого газу.

15. Що таке координаційне число. Наведіть приклади комплексів із координаційними числами 2, 4, 6.

16. В чому полягає різниці між катіонними, аніонними та нейтральними комплексами. Наведіть приклади комплексів відповідних типів.

Змістовний модуль ііi

Лекція 14 Загальне поняття про координацiйнi сполуки. Подвiйнi та комплекснi солi. Здатнiсть хiмiчних елементiв до утворення комплексiв. Основнi поняття координацiйної теорiї А.Вернера: центральний атом та лiганди, зовнiшня та внутрiшня сфери, координацiйне число центрального атома, координацiйна ємнiсть лiгандiв. Геометрія координаційної сфери

Практична робота 7. Найважливіші класи неорганічних сполук (оксиди, основи, амфотерні гідроксиди)”. 4 год.

План.

1. Л.р. „Найважливіші класи неорганічних сполук (оксиди, основи, амфотерні гідроксиди)”.

2. К.р: „Періодичний закон та будова атома”.

Завдання для самостійної роботи 10 год.

1..Хімічні властивості оксидів, основ і амфотерних гідроксидів [7, c. 32-52, 2.1-2.8, 2.16, 2,19, 2.32, 2.39].

2. Найважливіші класи неорганічних сполук (оксиди, основи, амфотерні гідроксиди) [8, c. 59-62]

Лекція 15. Природа хiмiчного зв'язку в комплексних сполуках. Будова координацiйних сполук з позицiї методу валентних зв'язкiв. Уявлення про теорiю кристалiчного поля та поля лiгандiв. Типи координацiйних сполук: сполуки амiнного типу, ацидосполуки (галогенiди, псевдогалогенiди, нiтрити, нiтрати, сульфати, тощо). Сполуки зi зв'язком метал-метал. Кластернi сполуки. Циклiчнi сполуки. Хелатнi та внутрiшньокомп-лекснi сполуки. Багатоядернi сполуки. Iзомерiя координацiйних сполук. Координацiйнi сполуки в технологiї, бiологiї, медицинi та сiльському господарствi

Лекція 16. Розчини. Система, фаза, компонент. Дiаграми стану води. Розчин як гомогенна, багато-компонентна система. Процес розчинення. Розчиннiсть твердих, рiдких та газуватих речовин у водi при рiзних температурах, тиску. Ненасиченi, насиченi та пересиченi розчини. Теплові ефекти при розчиненні. Фізико-хімічна суть процесів розчинення

Практична робота 8. „Найважливіші класи неорганічних сполук (Кислоти, солі)”. 4 год.

План.

1. С.з. „Найважливіші класи неорганічних сполук”

2. Л.р. „Найважливіші класи неорганічних сполук (Кислоти, солі)”

Завдання для самостійної роботи 8 год.

1. Хімічні властивості та методи одержання кислот і солей. [7, c. 46-52, 2.48, 2.81, 2.82, 2.86, 2.94; 8, c. 63-67]

2. Найважливіші класи неорганічних сполук (Кислоти, солі) [8, с. 63- 67]

Лекція 17. Коефiцiєнт розчинностi. Перекристалiзацiя як метод очистки речовин. Концентрацiя розчинiв та способи її вираження. Розчинення речовин у двох незмiшуваних рiдинах. Закон розподiлу. Коефiцiєнт розподiлу. Екстрагування як метод роздiлення речовин. Азеотропнi сумiшi

Лекція 18. Енергетика хiмiчних реакцiй. Тепловий ефект реакцiї. Класифiкацiя хiмiчних реакцiй за енергетичним ефектом. Внутрiшня енергiя та ентальпiя. Теплота утворення хiмiчних сполук. Перший закон термохiмiї. Термохiмiчнi рiвняння реакцiй. Другий закон термохiмiї (закон Гесса). Перший закон термодинамiки. Теплота, робота. Обчислення теплового ефекту реакцiй за величинами стандартних теплот утворення та теплот згоряння. Енергiя зв'язку та її розрахунок. Енергiя кристалiчної гратки

Практична робота 9. Способи вираження концентрації розчинів 4 год.

План.

1. К. р. „Найважливіші класи неорганічних сполук”

2. С.з. „Способи вираження концентрації розчинів”

Завдання для самостійної роботи 7 год.

1. Способи вираження концентрації розчинів [7, c.117-134, 6.1-6.10, 6.27-6.35].

Лекція 19. Ентропiя. Ентропiя як функцiя стану. Залежнiсть ентропiї вiд температури. Ентропiя фазових переходiв. Змiна ентропiї при хiмiчних реакцiях. Вiльна енергiя Гiббса. Залежнiсть її вiд температури

Лекція 20. Кiнетика хiмiчних реакцiй. Кiнетика як роздiл науки про хiмiчнi процеси. Швидкiсть хiмiчних реакцiй, та її залежнiсть вiд концентрацiї, температури та наявностi каталiзатора. Закон дiючих мас. Молекулярнiсть та порядок реакцiї. Механiзм простих реакцiй. Енергiя активацiї молекул. Ланцюговi реакцiї та їх механiзм. Розгалуженi та нерозгалуженi ланцюги.

Практична робота 10. . Способи вираження концентрації розчинів 4 год.

План.

1. Л.р. „Встановлення концентрації розчину методом титрування”.

2. Способи вираження концентрації розчинів

Завдання для самостійної роботи 6 год.

1. Встановлення концентрації розчину методом титрування [8, c. 86-87]

Лекція 21. Гомогенний та гетерогенний каталiз. Самокаталiтичнi реакцiї. Модифiкування, промотування та отруєння каталiзатора. Зворотнi та незворотнi реакцiї. Хiмiчна рівновага

Лекція 22. Термодинамiчна характеристика динамiчної рiвноваги. Залежнiсть константи хiмiчної рiвноваги вiд температури. Константа хiмiчної рiвноваги та змiна енергiї Гiббса. Умови змiщення хiмiчної рiвноваги. Принцип Ле-Шательє.

Практична робота 11. Перекристалізація мідного купоросу 4 год.

План.

1. К.р. „Способи виразу концентрації розчинів”

2. Л.р. „Перекристалізація мідного купоросу

Завдання для самостійної роботи 7 год.

1. Перекристалізація мідного купоросу [ 8 ст.85 ].