Зразок картки контролю знань

1. Наведіть схеми нормального та збудженого станів атому алюмінію, вкажіть к-ть валентних електронів у кожному з цих станів.

2. Намалюйте орбітальну діаграму та люїсівську схему молекули хлориду берилію (при її утворенні відбувається sp-гібридизація 2s- і 2p_х-орбіталей атому Ве).

3. Які з цих молекул неполярні? Чому? До ядер яких атомів зміщені електронні пари в інших молекулах? Чому?

НІ, СО₂, Н₂О, NH₃.

4. Вкажіть валентності і ступені окиснення елементів у таких сполуках:

Br₂, CsCl, HBr.

5. Поясніть утворення донорно-акцепторного зв’язку на прикладі йону BF₄^-, намалюйте люїсівську схему, вкажіть донор, акцептор.

6. Опишіть йонну кристалічну ґратку, наведіть приклади речовин, які кристалізуються в такій ґратці. Якими властивостями вони володіють?

Література

[1] Розд. 4, с. 72-106; [2] Гл. 6, с. 220-256, 275-308, Гл. 7, с. 308-333

10 Хімічна кінетика та рівновага. Каталіз (семінарське заняття, 2 год.) Завдання на теоретичну підготовку:

1. Швидкість хімічних реакцій. Гомогенні та гетерогенні системи.

2. Залежність швидкості хімічних реакцій від концентрації реагентів. Закон діючих мас. Вплив зміни тиску (об’єму) на швидкість хімічних реакцій.

3. Вплив температури на швидкість перебігу реакції. Закон Вант-Гоффа.

4. Хімічна рівновага. Константа рівноваги. Принцип Ле-Шательє.

5. Поняття про каталіз. Гомогенний та гетерогенний каталіз.

Зразок картки контролю знань

1. Для реакції: 2SO₂/г/ + О₂/г/ « 2SO₃/г/ ΔН = -198 кДж

   • напишіть рівняння швидкості прямої та зворотної реакції,

   • напишіть вираз для константи рівноваги.

2. У скільки разів збільшиться або зменшиться швидкість прямої реакції при збільшенні концентрації SO₂ в 5 разів?

3. У скільки разів збільшиться або зменшиться швидкість прямої реакції при збільшенні об’єму системи в 2 рази?

4. У скільки разів збільшиться або зменшиться швидкість зворотної реакції при збільшенні тиску в системі в 6 разів?

5. У скільки разів збільшиться швидкість прямої при зміні температури з 70 до 100 ^оС. Температурний коефіцієнт реакції 3.

6. В яку сторону зміститься рівновага реакції:

а) при підвищенні температури, б) при підвищенні тиску.

Література

[1] Розд. 5, с. 111-121, Розд.. 6, с. 121-134; [2] Гл. 2, с. 49-84

11 Окисно-відновні реакції (лабораторна робота №5, 2 год.) Короткі теоретичні відомості

Реакції, які супроводжуються зміною ступеня окиснення атомів реагуючих речовин, називаються окисно-відновними.

Ступінь окиснення – умовний заряд, який розраховується, якщо припустити, що молекула складається з йонів. Його прийнято позначати арабською цифрою із знаком „+” або „-” перед нею:

.

Атоми, йони або молекули, які віддають електрони (збільшують ступінь окиснення), називаються відновниками. В реакції відновники окиснюються.

Атоми, молекули або йони, які приєднують електрони (зменшують ступінь окиснення) називаються окисниками. Під час реакції вони відновлюються. Процес приєднання електронів атомом, молекулою або йоном називається відновленням. Процес віддачі електронів називається окисненням. Кількість електронів, що їх віддає відновник має дорівнювати кількості електронів, які приєднує окисник. Ці процеси нерозривно пов’язані між собою. Сполуки, до складу яких входять елементи з найвищим ступенем окиснення, можуть бути в окисно-відновних реакціях лише окисниками. Сполуки, до складу яких входять елементи з найнижчим ступенем окиснення, можуть бути в окисно-відновних реакціях лише відновниками. Сполуки, до складу яких входять елементи з проміжним ступенем окиснення, здатні бути як окисниками, так і відновниками.

Для урівнювання рівнянь цих реакцій застосовують метод електронного балансу. Схема методу така:

• записують рівняння реакції;

• визначають ступені окиснення атомів усіх елементів, які беруть участь в реакції;

• визначають атоми елементів, які змінили ступені окиснення;

• складають електронні рівняння для окисника та відновника згідно із законами збереження маси та заряду.

Приклад:

K₂Cr₂O₇ + HCl → CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O.

Ступені окиснення елементів у даному рівнянні наступні:

до реакції: K - +1, Cr - +6, H - +1, Cl - -1, O - -2;

після реакції: K - +1, Cr - +3, H - +1, Cl – 0, O - -2.

Ступінь окиснення змінили Хром та Хлор.

Складаємо електронні рівняння з урахуванням індексів, які стоять біля елементів у формулах:

2Cl^- - 2e = Cl₂⁰,

2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³.

Визначаємо коефіцієнт для окисника та відновника, враховуючи, що кількість електронів, які віддає відновник має дорівнювати кількості електронів, які приєднує окисник. Для цього знаходимо найменше спільне кратне (НСК) кількості відданих та приєднаних електронів. Діленням НСК на кількість електронів, які беруть участь у процесах окиснення та відновлення, знаходимо коефіцієнти для окисника та відновника:

2Cl^- - 2e = Cl₂⁰ 3

2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³ 1

Знайдені коефіцієнти підставляють в рівняння реакції:

K₂Cr₂O₇ + HCl → 2CrCl₃ + 3Cl₂ + KCl + H₂O.

Далі урівнюємо кількість йонів металів, які не змінили ступені окиснення.

K₂Cr₂O₇ + HCl → 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + H₂O.

Потім урівнюємо кількість йонів неметалів які змінювали і не змінювали ступені окиснення.

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + H₂O.

Обчислюємо кількість атомів Гідрогену, і, для перевірки чи правильно складене рівняння, Оксигену. Одержуємо повністю складене та урівняне рівняння.

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O.