Тема 4: «Энергетика химических реакций».

1. Какие из приведённых реакций протекают самопроизвольно:

а) 4 HCl_(г) + O₂ = 2 H₂O + Cl₂;

б) N₂ + 2 O₂ = 2 NO₂,

если: DG°обр.HCl = - 95,27 кДж/моль;

DG°обр.H₂O = -237,5 кДж/моль;

DG°обр.NO₂ = + 51,84 кДж/моль.

Ответ подтвердите, рассчитав DGх.р.

2. Восстановление PbO₂ водородом протекает по уравнению:

PbO₂ + H₂ = H₂O_(г) + PbO, DНх.р. = - 182,8 кДж.

Определите теплоту образования PbO, если:

DН°обр.PbO₂ = - 276,6 кДж/моль;

DН°обр.Н₂О = - 241,84 кДж/моль.

3. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции в стандартных условиях: 2 Al + Fe₂O₃ = Al₂O₃ + 2 Fe,

если: DG°обр.Fe₂O₃ = - 740,99 кДж/моль;

DG°обр.Al₂O₃ = - 1576,4 кДж/моль.

Ответ подтвердите расчётом.

4. Определите теплоту образования SO₂, если для реакции:

SO₂ + 2 H₂S = 3 S + 2 H₂O₍_ж₎, DНх.р. = - 1528 кДж.

и известны теплоты образования:

DН°обр.Н₂О = - 285,84 кДж/моль;

DН°обр.Н₂S = - 20,15 кДж/моль.

5. Исходя из величины DGх.р. определите, возможна ли реакция:

Al₂O₃ + 3 SO₃ = Al₂(SO₄)_3,

если: DG°обр.Al₂O₃ = - 1576,4 кДж/моль;

DG°обр.SO₃ = - 370,37 кДж/моль;

DG°обр.Al₂(SO₄)₃ = -3091,9 кДж/моль.

6. Окисление аммиака протекает по уравнению:

4 NH₃ + 3 O₂ = 2 N₂ + 6 H₂O_(ж), DHх.р. = 1528 кДж.,

теплота образования воды (DН°обр.Н₂О) равна - 285,84 кДж/моль.

Определите теплоту образования аммиака.

7. Можно ли использовать приведённую ниже реакцию для получения аммиака в стандартных условиях:

NH₄Cl + NaOH_(к)= NaCl_(к)+ NH_3(г) + H₂O?

Рассчитайте DG°х.р., если: DG°обр.Н₂О = - 228,8 кДж/моль;

DG°обр.NH₄Cl = - 343,64 кДж/моль;

DG°обр.NaOH = -377,0 кДж/моль;

DG°обр.NaCl = - 384,0 кДж/моль;

DG°обр.NH₃ = - 16,64 кДж/моль.

8. Определите тепловой эффект реакции: 2 PbS + 3 O₂ = 2 PbO + 2 SO₂, зная стандартные значения теплот образования веществ:

DН°обр.PbS = - 94,28 кДж/моль;

DН°обр.PbO = -217,86 кДж/моль;

DH°обр.SO₂ = -296,9 кДж/моль.

9. Какие из приведённых реакций протекают самопроизвольно:

а) 3 H₂ + N₂ « 2 NH₃;

б) N₂O₄ « 2 NO_{2 (г)},

если: DG°обр.NH₃ = - 16,64 кДж/моль;

DG°обр.N₂O₄ = + 98,29 кДж/моль;

DG°обр.NO₂ = + 51,84 кДж/моль.

Ответ подтвердите, рассчитав DGх.р.

10. Реакция горения сероуглерода идёт по уравнению:

CS₂ + 3 O₂ = CO₂ + 2 SO₂.

При получении 4,48 л. СО₂, измеренных при нормальных условиях, выделяется 223 кДж тепла. Вычислить тепловой эффект реакции.

11. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: СН_{4 (г)} + СО_{2 (г)}« 2 СО_(г)+ 2Н_{2 (г)}, если:

DG°обр.СН₄ = - 50,79 кДж/моль;

DG°обр.СО₂ = - 394,38 кДж/моль;

DG°обр.СO = - 137,27 кДж/моль?

Рассчитайте DG прямой реакции.

12. Определите теплоту образования РН₃ из уравнения реакции:

2 РН₃ + 4 О₂ = Р₂О₅+ 3 Н₂О, DНх.р. = - 2360 кДж., если известно, что DН°обр.Р₂О₅ = - 1492,0 кДж/моль;

DН°обр.Н₂О = - 285,8 кДж/моль.

13. Разложение нитрата аммония возможно по двум схемам:

а) NH₄NO₃ = N₂O + 2 H₂O;

б) NH₄NO₃ = N₂ + ½ O₂+ 2 H₂O. Какая реакция более вероятна?

DG°обр.NH₄NO₃ = - 176,0 кДж/моль;

DG°обр.H₂О = - 218,0 кДж/моль;

DG°обр.N₂О = 103,6 кДж/моль.

14. Вычислите, сколько тепла выделяется при сгорании 200 литров метана по реакции: СН₄ + 2 О₂ = СО₂ + 2 Н₂О, если известно, что

DН°обр.СН₄ = - 74,84 кДж/моль;

DН°обр.СО₂= - 393,5 кДж/моль;

DН°обр.Н₂О = -285,8 кДж/моль.

15. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены водородом до свободного металла при 298 К: СаО, SnO₂, Al₂O₃, если известны стандартные изобарные потенциалы образования веществ:

DG°обр.Н₂О = - 237,8 кДж/моль; DG°обр.СаО = - 604,2 кДж/моль;

DG°обр.SnO₂ = - 519,3 кДж/моль; DG°обр.Al₂О₃ = 1582 кДж/моль.

16. Вычислите тепловой эффект реакции при стандартных условиях:

C₆H₆ + 15/2 O₂ = 6 CO₂ + 3 H₂O,

если: DН°обр.С₆Н₆ = 82,9 кДж/моль;

DН°обр.Н₂О = - 285,84 кДж/моль;

DН°обр.СО₂ = - 393,5 кДж/моль.

17. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: 2 NO + O₂ « 2 NO₂,

если: DG°обр.NО = 86,69 кДж/моль;

DG°обр.NO₂ = 51,84 кДж/моль?

18. Вычислите тепловой эффект реакции:

Fe₂O₃ + 3 H₂ = 2 Fe + 3 H₂O,

если теплоты образования веществ известны:

DН°обр.Н₂О = - 285,84 кДж/моль;

DG°обр.Fe₂О₃ = - 822,2 кДж/моль.

19. Определить, пойдёт ли самопроизвольно следующая реакция:

СО₂ + 4 Н₂ = СН₄ + 2 Н₂О

при следующих данных:

DS°обр.СО₂ = 0,231 кДж/моль *К; DН°обр.СО₂ = - 393,5 кДж/моль;

DS°обр.Н₂ = 0,13 кДж/моль *К; DН°обр.СН₄ = - 74,8 кДж/моль;

DS°обр.СН₄ = 0,186 кДж/моль *К; DН°обр.Н₂О = - 285,84 кДж/моль.

DS°обр.Н₂О = 0,07 кДж/моль *К.

20. Сколько тепла можно получить от сжигания 80 г метана? Теплота сгорания метана равна – 890 кДж.

21. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий веществ определите, пойдёт ли самопроизвольно следующая реакция:

4 NH_{3 (г)} + 5 O_{2 (г)} = 4 NO_(г) + 6 H₂O_(г)

при следующих данных:

DS°обр.NH₃ = 0,192 кДж/моль *К; DН°обр.NH₃ = - 46,19 кДж/моль;

DS°обр.O₂ = 0,205 кДж/моль *К; DН°обр.NO = + 37,90 кДж/моль;

DS°обр.NO = 0,210 кДж/моль *К; DН°обр.Н₂О = - 241,84 кДж/моль.

DS°обр.Н₂О = 0,188 кДж/моль *К.

22. Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 165 л. (н.у.) ацетилена С₂Н₂, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды и выделяется 786 кДж тепла.

23. Возможна ли реакция при Т = 500 К:

Fe₂O_{3 (к)} + 3 С = 2 Fe + 3 CO

При следующих данных:

DS°обр.Fe₂O₃ = 0,089 кДж/моль *К; DН°обр.Fe₂O₃ = 822,1 кДж/моль;

DS°обр.C = 0,006 кДж/моль *К; DН°обр.СO = 110,52 Дж/моль;

DS°обр.Fe = 0,027 кДж/моль *К;

DS°обр.CO = 0,197 кДж/моль *К.

24. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж. тепла. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода.

25. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите DGх.р.:

С₂Н_{4 (г)} + 3О_{2 (г)} = 2 СО_{2 (г)} + 2 Н₂О_(ж)

DS°обр.С₂Н₄ = - 0,022 кДж/моль *К; DН°обр.С₂Н₄ = 52,28 кДж/моль;

DS°обр.О₂ = 0,210 кДж/моль *К; DН°обр.СО₂ = - 391,51 Дж/моль;

DS°обр.СО₂ = 0,213 кДж/моль *К; DН°обр.Н₂О = 285,84 кДж/моль;

DS°обр.Н₂O= 0,007 кДж/моль *К.

Задание № 5

Тема 5: «Кинетика химических реакций»

1. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

CuO +H₂ « Cu +H₂O

к. г. к. г.

2. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для реакции:

2 SO₂ +O₂ « 2 SO₃; DHp. = - 196,6 кДж.

Вычислите равновесную концентрацию SO₂ и O₂, если их исходные концентрации соответственно равны 8 и 6 моль/л, а [SO₃]_равн.=4моль/л

3. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

Fe₂O₃ + CO « 2 FeO + CO₂.

к. г. к. г.

Найдите равновесные концентрации СО и СО₂, если их начальные концентрации соответственно равны 0,05 и 0,01 моль/л , а константа равновесия при 1000˚С равна 0,5.

4. Реакция окисления оксида серы: 2 SO₂ + O₂ « 2 SO₃, началась при концентрации SO₂ = 0,06 моль/л. и O₂ = 0,05 моль/л. К моменту наступления равновесия [SO₃] = 0,02 моль/л. Вычислите равновесные концентрации остальных веществ.

5. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для реакции:

2 CO + O₂ « 2 CO₂; DHp. = - 566 кДж.

Выведите константу равновесия.

6. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

CaCO₃ « CaO +CO₂ + ΔН

к. к. г.

В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры в данной реакции?

7. В реакции: N₂ + 3 H₂ « 2 NH₃, в состоянии равновесия концентрации веществ были следующие: N₂ = 0,1 моль/л, H₂ = 0,3 моль/л, NH₃ = 0,4 моль/л. Вычислите исходные концентрации азота и водорода.

8. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для реакции:

4 HCl + O₂ « 2 Cl₂ +2 H2₂O; DHp. = -202,4 кДж.

г. г. г. ж.

Выведите константу равновесия системы.

9. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

CO₂ + C « 2 CO.

г. к. г.

В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением давления.

10. При 508 °С константа скорости реакции: H₂ + I₂ « 2 HI, равна 0,16 моль/л*мин. Исходные концентрации Н₂ = 0,04 моль/л, а I₂ = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость и скорость в тот момент, когда концентрация водорода станет равной 0,03 моль/л.

11. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для реакции:

3 O₂ « 2O₃; DHp. = 184,6 кДж.

Выведите константу равновесия системы.

12. В системе: CO_(Г) + Cl_2(Г) « COCl_2(Г), начальные концентрации CO и Cl₂ были равны 0,28 моль/л и 0,09 моль/л; равновесная концентрация COСl₂ равна 0,02 моль/л. Найдите константу равновесия.

13. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

SO_3(г) + C_(к) « SO_2(г)+ CO_(г). В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением давления?

14. Начальные концентрации веществ, участвующих в реакции: 4HCl+O₂«2Cl₂+2H₂O, составляют: HCl–4,8 моль/л, O₂–1,8моль/л, Cl₂–0,01моль/л. Определите концентрации всех реагирующих веществ после того, как концентрация О₂ уменьшилась до 1,0 моль/л.

15. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для реакции:

N₂ + O₂ « 2 NO; DHр. = 180,7 кДж.

Выведите константу равновесия.

16. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

2 SO₂ + O₂ « 2SO₃.

г. г. г.

Вычислите равновесную концентрацию SO₂ и O₂, если их исходные концентрации соответственно равны 6 и 4 моль/л, а [SO₃]_равн.=2 моль/л

17. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для реакции:

CO + Cl₂ « COСl₂; DHp. = 112,5 кДж.

Вычислите К_р и начальную концентрацию хлора и СО, если равновесная концентрация вещества: [COСl₂] = 0,3 моль/л, [CO] = 0,2 моль/л, [Cl₂] = 1,2 моль/л

18. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

2H₂S + 3 O₂ « 2 SO₂ + 2 H₂O.

г. г. г. г.

В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением давления в системе?

19. При синтезе аммиака к данному моменту времени прореагировало 0,9моль/л водорода, его начальная концентрация была равна 1,4 моль/л. Определите концентрацию оставшегося водорода и прореагировавшего азота. Выведите константу равновесия системы.

20. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

CaO + 3 C « CaC₂ + CO.

к. к. к. г.

21. Для реакции: FeO_(К) + CO_(Г) « Fe_(К) + CO_2(Г) константа равновесия при 1000°С равна 0,5. Начальные концентрации СО и СО₂ были соответственно равны 0,05 моль/л и 0,01 моль/л. Найдите их равновесные концентрации.

22. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и понижением давления для реакции:

N₂ + 3 H₂ « 2 NH₃; DHp. = -92,4 кДж?

Каковы исходные концентрации водорода и азота, если: равновесные концентрации: [H₂] = 9 моль/л, [N₂] = 3 моль/л, [NH₃] = 4 моль/л.

23. Концентрация NO и O₂, образующих NO₂ были соответственно равны 0,03моль/л и 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если концентрацию О₂ повысить до 0,1 моль/л, а NO – до 0,06 моль/л?

24. Выведите константу равновесия для обратимой реакции:

4 P + 5 O₂« 2 P₂O₅.

к. г. к.

25. В процессе реакции, протекающей по уравнению: 2 А +3 В « С. За определённый промежуток времени концентрация вещества А уменьшилась на 0,3 моль/л. Как изменилась при этом концентрация вещества В и скорость реакции?

Задание № 6

Тема 6: «Способы выражения концентраций»

1. Какую массу воды следует прибавить к раствору КОН массой 150 г и массовой долей 2 %, чтобы получить раствор с массовой долей КОН 1% и ρ=1,008 г/см³? Рассчитайте: См, Сн 1 % раствора КОН.

2. На нейтрализацию 25 мл 0,1 н раствора щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄) израсходовано 20 мл гидроксида натрия. Рассчитайте Сн щелочи.

3. К 80 г раствора хлорида калия с массовой долей вещества 15 % прибавили 20 г воды. Рассчитайте ω %, Сн, См полученного раствора.

4. Какой объём 0,1 н раствора гидроксида калия потребуется на нейтрализацию 20 мл 0,2 н раствора азотной кислоты?

5. Смешали 300 г 20 % раствора и 500 г 30 % раствора соляной кислоты. Рассчитайте ω %, Сн, См полученного раствора.

6. На нейтрализацию 25 мл 0,1 н раствора КОН израсходовано 50 мл раствора соляной кислоты. Рассчитайте Сн кислоты.

7. Какую массу воды следует прибавить к 200 мл 30 % раствора гидроксида калия плотностью 1,33 г/см³, чтобы получить раствор с массовой долей КОН 10 % и ρ = 1,08 г/см³? Рассчитайте: См, Сн полученного раствора КОН.

8. На нейтрализацию 30 мл 0,16 н раствора гидроксида натрия израсходовано 50 мл раствора серной кислоты. Рассчитайте Сн кислоты.

9. Смешали 10 мл 10 % раствора азотной кислоты плотностью 1,054 г/см³ и 100 мл 30 % раствора того же вещества плотностью 1,184 г/см³. Рассчитайте

ω %, Сн, См полученного раствора.

10. На нейтрализацию 50 мл 0,15 н раствора гидроксида натрия израсходовано 45 мл соляной кислоты. Рассчитайте Сн кислоты.

11. К 500 мл 32 % азотной кислоты плотностью 1,20 г/см³ прилили 1 л воды. Чему равна ω %, Сн, См полученного раствора?

12. Какой объём 0,05 н раствора серной кислоты потребуется на нейтрализацию 100 мл 0,1 н раствора гидроксида калия?

13. Сколько воды надо прибавить к 0,1 л 40% раствора гидроксида калия плотностью 1,411 г/см³, чтобы получить 18 % раствор плотностью 1,16г/см³? Рассчитайте Сн, См полученного раствора.

14. Какой объём 0,05 н раствора щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄) потребуется на нейтрализацию 20 мл 0,1 н раствора гидроксида натрия?

15. К 256,4 мл 96 % серной кислоты плотностью 1,84 г/см³ прилили воду объёмом 800 мл. Чему равна ω %, Сн, См полученного раствора?

16. Какой объём 0,1 н раствора азотной кислоты потребуется на нейтрализацию 50 мл 0,15 н раствора гидроксида калия?

17. Сколько воды нужно прибавить к 10 кг раствора гидроксида натрия с массовой долей 80 %, чтобы получить раствор с массовой долей 20 % и плотностью 1,22 г/см³? Рассчитайте См, Сн 20 % щелочи.

18. Определите нормальность раствора азотной кислоты, если на нейтрализацию 20 мл её израсходовано 18 мл 0,1 н раствора гидроксида калия.

19. Из 300 г 10 % раствора хлорида натрия выпариванием удалили 150 г воды. Чему равна ω %, Сн, См полученного раствора?

20. Определите объём 0,05 н раствора щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄) необходимый на нейтрализацию 20 мл 0,1 н раствора гидроксида натрия.

21. К 500 мл раствора серной кислоты с массовой долей кислоты 87% добавили 2 л воды. Чему равна ω %, Сн, См полученного раствора?

22. На нейтрализацию 50 мл 0,5 н раствора гидроксида натрия израсходовано 25 мл серной кислоты. Рассчитайте Сн кислоты.

23. Какую массу раствора хлорида кальция с массовой долей 22 % надо прибавить к воде массой 500 г для получения раствора с массовой долей соли 12 % и плотностью 1,102 г/см³. Рассчитайте См, Сн 12 % раствора.

24. На нейтрализацию 25 мл 0,01 н раствора азотной кислоты израсходовано 20мл гидроксида калия. Рассчитайте Сн щелочи.

25. К 250 мл 25 %-ного раствора гидроксида аммония плотностью 0,910 г/см³прилили 100 мл воды. Чему равна ω %, Сн, См полученного раствора?

Задание № 7

Тема: «Растворы неэлектролитов»

1. Осмотическое давление раствора, содержащего 3 г сахара в 250 мл раствора, равно 0,82 атм. при 12°С. Определите молекулярную массу сахара.

2. Чему равно давление насыщенного пара над 10% водным раствором мочевины СО(NH₂)₂ при 100°С, если Р°=101325Па?

3. При растворении 15 г хлороформа в 400 мл диэтилового эфира, температура кипения повысилась на 0,663°С. Определите молярную массу хлороформа, если плотность диэтилового эфира ρ =0,71 г/см³, Еэф =2,02.

4. Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего 18,4 г глицерина С₃Н₈О₃ в 1 л раствора при 20°С.

5. При 25°С давление насыщенного пара воды 3.166 кПа. Найдите при той же температуре давление насыщенного пара над 5 % водным раствором мочевины СО(NH₂)₂.

6. Сколько молей неэлектролита должен содержать 1 л раствора, чтобы его осмотическое давление при 0°С было равно 1 атм.?

7. Чему равно давление насыщенного пара над 10 % водным раствором мочевины СО(NH₂)₂при 100°С, если Р°= 1013525 Па.

8. Сколько этиленгликоля надо взять на 30 л волы для приготовления антифриза, замерзающего при /-40°С/; /этиленгликоль – C₂H₆O₂?

9. Вычислите давление пара раствора, содержащего 34,2 г сахара (С₁₂Н₂₂О₁₁) в 45,05 г воды при 65°С, если давление паров воды при данной температуре . равно 2,5*10 Па.

10. Для приготовления антифриза на 20 л волы взято 6 л глицерина /С₃Н₈О₃/. Чему равна температура замерзания антифриза?

11. Каково осмотическое давление раствора, в 1 л которого содержится 0,2 моля неэлектролита при 17°С?

12. Раствор формалина СH₂О имеет осмотическое давление, равное 4,48 атм- при 0°С. Сколько граммов формалина содержал 1 л раствора?

13. Раствор, содержащий 5 г нафталина С₁₀Н₈ в 100 мл диэтилового эфира, кипит при 36,32°С, тогда как чистый эфир кипит при 35°С. Определите эбулиоскопическую константу эфира. /плотность эфира ρ = 0,71 г/см³ /

14. Раствор, содержащий 6 г мочевины в 50 мл воды, замерзает при /-3,72°С /. Определите молекулярную массу мочевины.

15. Найдите при 60°С давление пара над раствором, содержащим 13,68 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в 90 г воды, если давление насыщенного пара над водой при той же температур равно 25000 Па.

16. Раствор, содержащий в 1 л 3,75 г формалина, обладает осмотическим давлением 2,8 атм. при 0°С. Определите молекулярную массу формалина.

17. При растворении 13 г камфоры в 400 мл диэтилового эфира температура кипения повысилась на. 0,455ºС. Определите молекулярную массу камфоры, если эбулиоскопическая постоянная эфира Еэф= 2,02.

18. При 25°С давление насщенного пара воды составляет 3,166 кПа. Найдите при той же температуре давление насыщенного пара над 15% водным раствором мочевины /СО(NH₂)₂/.

19. Раствор формалина СН₂О имеет осмотическое давление равное 4,48 атм, при 0°С. Сколько граммов формалина содержит I л раствора?

20. При растворении 0,162 г серы в 20 г бензола температура кипения последнего повысилась на 0,081°С, Из скольких атомов состоит молекула серы в растворе? /Ес₆н₆ = 2,57/.

21. Найти при 65ºС давление пара над раствором, содержащим 13,68 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в 90 г воды, если давление насыщенного пара при той же температуре равно 25 кПа.

22. При растворении 8,9 г антрацена С₁₄Н₁₀ в 200 мл этилового спирта температура кипения повысилась на 0,29°С. Вычислите эбулиоскопическую постоянную спирта.

23. При какой температуре должен замерзать раствор, содержащий в 250 мл воды 35 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁. /Кн₂о=1,86/?

24. При 20ºС давление насыщенного пара воды составляет 3,166 кПа. Найдите при той же температуре давление насыщенного пара над 5% водным раствором мочевины СО(NH₂)₂.

25. При растворении 0,85г фенола в 50г спирта температура кипения последнего повысилась на 0,21°С. Определите молекулярную массу фенола.

Задание № 8

Тема 8: «Растворы электролитов»

№ варианта	1. Напишите уравнения диссоциации следующих электролитов:	2. Напишите в молекулярной и молекулярно-ионной формах уравнения:	3. Составьте по два молекулярных уравнения к каждому молекулярно-ионному уравнению:
1.	H₂CO₃; KHS	Pb(NO₃)₂ + KI → CaCl₂ + Na₂CO₃→	CO₃^2- +2H⁺=CO₂+H₂O H⁺ +OH^‾ =H₂O
2.	Zn(OH)₂; MgOHCl	BaCl₂ + K₂CrO₄ → (NH₄)₂CO₃ + Ca(NO₃)₂→	Pb²⁺ +2I^‾ =PbI₂ NH₄⁺+OH^‾=NH₃ +H₂O
3.	H₂C₂O₄; K₂HPO₄	AgNO₃ + FeCl₃ → Ba(OH)₂ + HNO₃ →	Ca²⁺+CO₃^2- =CaCO₃ Fe³⁺+3OH^‾=Fe(OH)₃
4.	Cr₂(SO₄)₃; CuOHCl	CuCl₂ + NaOH → Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄ →	Fe²⁺+S^2- =FeS HCO₃^‾+OH^‾=H₂O+CO₃^2-
5.	Al(OH)₃; KHCO₃	CuSO₄ + Na₂S → Pb(CH₃COO)₂ + KCl →	Cu²⁺+2OH^‾=Cu(OH)₂ Ni²⁺+S^2- =NiS
6.	H₂SO₃; Al(OH)₂Cl	KCN + HCl → CaCl₂ + Na₃PO₄ →	H⁺+NO₂^‾=HNO₂ Zn²⁺+CO₃^2- =ZnCO₃
7.	Cr(OH)₃; NH₄HS	ZnSO₄ + NaOH → MnCl₂ + K₂S →	3Ca²⁺+2PO₄^3- =Ca₃(PO₄)₂ NH₄⁺+OH^‾ = NH₄OH
8.	H₃PO₄; Al(NO₃)₃	NaHCO₃ + NaOH → Ca(NO₃)₂ + K₂SO₃ →	CN^‾+H⁺=HCN Ba²⁺+SO₄^2- =BaSO₄
9.	Na₂HPO₄; NiOHCl	NH₄OH + HNO₃ → Pb(NO₃)₂ + K₂S →	Cu²⁺+S^2- =CuS Zn²⁺+2OH^‾ =Zn(OH)₂
10.	FeOHSO₄; (NH₄)₂HPO₄	AlCl₃ + NaOH → AgNO₃ + Na₂CO₃ →	3Mg²⁺+2PO₄^3- =Mg₃(PO₄)₂ Сr³⁺+3OH^‾=Cr(OH)₃
11.	CrOHCl₂; K₃PO₄	Zn(OH)₂ + HCl → FeCl₃ + Na₂S →	Pb²⁺+SO₄^2- =PbSO₄ 2H⁺+S^2- =H₂S
12.	Fe₂(SO₄)₃; Sn(OH)₂	H₂CO₃ + NaOH → Pb(NO₃)₂ + Na₃PO₄ →	Fe²⁺+2OH^‾=Fe(OH)₂ Ag⁺+Cl^‾=AgCl
13.	H₂SiO₃; CrOHSO₄	Ba(OH)₂ + Na₂CO₃ → AlCl₃ + Na₂S →	Pb²⁺+2OH^‾=Pb(OH)₂ Cu²⁺+2OH^‾=Cu(OH)₂
14.	NaH₂PO₄; Cd(OH)₂	CaCl₂ + H₃PO₄ → AgNO₃ + BaI₂ →	2Al³⁺+3S^2- =Al₂S₃ Ba²⁺+CO₃^2- =BaCO₃
15.	KH₂PO₄; CrOH(NO₃)₂	Cd(NO₃)₂ + Na₂CO₃ → BaI₂ + Cr₂(SO₄)₃ →	HSO₃^‾+OH^‾=H₂O+SO₃^2- Mn²⁺+S^2- =MnS
16.	AlOHCl₂; Co(OH)₂	SnCl₂ + Na₃PO₄ → Pb(NO₃)₂ + K₂S →	H⁺+CH₃COO^‾=CH₃COOH Ni²⁺+2OH^‾=Ni(OH)₂
17.	Cr(OH)₂NO₃; Ni(OH)₂	CoSO₄ + NaOH → CuOHCl + HCl →	3Zn²⁺+2PO₄^3- =Zn₃(PO₄)₂ Co²⁺+S^2- =CoS
18.	HNO₂; CrOHCl₂	ZnOHNO₃ + HNO₃ → Al₂(SO₄)₃ + NaOH →	3Ba²⁺+2PO₄^3- =Ba₃(PO₄)₂ Cd²⁺+S^2- =CdS
19.	Cr₂(SO₄)₃; KHCO₃	Ba(NO₃)₂ + K₂CrO₄ → CuOHCl + NaOH →	Ca²⁺+SO₃^2- =CaSO₃ 3Ag⁺+PO₄^3- =Ag₃PO₄
20.	AlOHSO₄; Na₃PO₄	MnSO₄ + Na₂CO₃ → AgNO₃ + KBr →	ZnOH⁺+OH^‾=Zn(OH)₂ Sn²⁺+S^2- =SnS
21.	Cu(OH)₂; Zn(NO₃)₂	Al₂(SO₄)₃ + Na₃PO₄ → PbOHNO₃ + NaOH →	2Ag⁺+CO₃^2- =Ag₂CO₃ Mn²⁺+2OH^‾=Mn(OH)₂
22.	Ba(OH)₂; NH₄H₂PO₄	SnSO₄ + Na₂S → FeOHCl + NaOH →	3Sn²⁺+2PO₄^3- =Sn₃(PO₄)₂ Cd²⁺+2OH^‾=Cd(OH)₂
23.	H₂S; Ca(NO₃)₂	Ni(NO₃)₂ + Na₂CO₃ → BaBr₂ + CdSO₄ →	3Co²⁺+2PO₄^3- =Co₃(PO₄)₂ Sn²⁺+2OH^‾=Sn(OH)₂
24.	ZnOHNO₃; Ca(OH)₂	Pb(NO₃)₂ + Na₃PO₄ → NiCl₂ + NaOH →	Ba²⁺+SO₃^2- =BaSO₃ 2Ag⁺+S^2- =Ag₂S
25.	Fe(OH)₂NO₃; Cr(NO₃)₃	AgF + Na₃PO₄ → Al₂(SO₄)₃ + K₂S →	2Fe³⁺+3S^2- =Fe₂S₃ Ni²⁺+CO₃^2- =NiCO₃

Задание № 8

Тема: «Гидролиз солей»

Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей.Выведите К_г по

первой ступени.

№ варианта	Соли	№ варианта	Соли
1.	FeCl₂, Al₂(CO₃)₃	13.	Na₂S, Al(NO₃)₃
2.	Bi(NO₃)₃, КNO₂	14.	Fe(NO₃)₃, K₂S
3.	FeCl₃, Na₃PO₄	15.	Sn(NO₃)₂, Na₂SO₃
4.	Be(NO₃)₂, K₃PO₄	16.	MgCl₂, Cr₂S₃
5.	SnCl₂, K₂CO₃	17.	Ni(NO₃)₂, K₃PO₄
6.	CuCl₂, NaNO₃	18.	Cu(NO₂)₂, K₂SiO₃
7.	NiCl₂, Li₃PO₄	19.	Ba(NO₂)₂, Na₂SiO₃
8.	CuSO₄, Na₂CO₃	20.	SnSO₄, NH₄NO₃
9.	NiSO₄, KCN	21.	Pb(NO₃)₂, K₂SO₃
10.	AlCl₃, Cr₂(CO₃)₃	22.	Co(NO₃)₂, Mn(NO₃)₂
11.	CrCl₂, K₂SO3	23.	MnCl₂, K₂S
12.	FeSO₄, NaCN	24.	NH₄Cl, MgS
		25.	CoCl₂, Al(NO₃)₃

Задание № 9

Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»

Подберите коэффициенты электронно-ионным методом, указате окислитель и восстановитель.

№ вар.	Уравнения реакций
1.	СrCl₃ + Br₂ +KOH → K₂CrO₄ + KBr + KCl + H₂O KI + KIO₃ + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + H₂O
2.	MnO₂ + KBr + H₂SO₄ → MnSO₄ + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O NaNO₃ + Cu + H₂SO₄ → CuSO₄ + NO + Na₂SO₄ + H₂O
3.	FeSO₄ + HIO₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + I₂ + H₂O Cr₂O₃ + KNO₃ + KOH → K₂CrO₄ + KNO₂ + H₂O
4.	KMnO₄ + CO + H₂SO₄ → MnSO₄ + CO₂ + K₂SO₄ + H₂O Mg + HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + N₂ + H₂O
5.	K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O PbS + HNO₃ → S + Pb(NO₃)₂ + NO + H₂O
6.	Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH → K₂FeO₄ + KNO₂ + H₂O K₂MnO₄ + Cl₂→ KMnO₄ + KCl
7.	K₂Cr₂O₇ + K₂S + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄ + H₂O Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + S + H₂O
8.	KNO₃ + KI + H₂SO₄ → NO + I₂ + K₂SO₄ + H₂O K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O
9.	NaBrO₃ + NaBr + H₂SO₄ → Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O CuI₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → I₂ + MnSO₄ + CuSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
10.	I₂ + Cl₂ + H₂O → HIO₃ + HCl Zn + KIO₃ + H₂SO₄→ ZnSO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O
11.	K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + I₂ + H₂O H₂S + Cl₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCl
12.	NaBrO₃ + F₂ + NaOH → NaBrO₄ + NaF + H₂O KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O
13.	K₂Cr₂O₇ + HCl → CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O HClO₄ + SO₂ + H₂O → HCl + H₂SO₄
14.	KMnO₄ + K₂S + H₂O → MnO₂ + S + KOH Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O
15.	FeSO₄ + HNO₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + NO + H₂O K₂Cr₂O₇ + Al + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + Al₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O
16.	KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O K₂Cr₂O₇ + SnCl₂ + H₂SO₄ → CrCl₃ + Sn(SO₄)₂ + K₂SO₄ + H₂O
17.	MnO₂ + K₂O + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O KMnO₄ + K₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O
18.	KMnO₄ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O Zn + H₂SO₄→ ZnSO₄ + H₂S + H₂O
19.	K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄ + H₂O K₂Se + NaNO₃ → K₂SeO₄ + NaNO₂
20.	KMnO₄ + HNO₂ → Mn(NO₃)₂ + KNO₂ + KNO₃ + H₂O Cr₂(SO₄)₃ + Cl₂ + KOH → K₂CrO₄ + KCl + K₂SO₄ + H₂O
21.	As₂O₃ + HOCl + H₂O → H₃AsO₄ + HCl K₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + NaNO₃ + K₂SO₄ + H₂O
22.	K₂MnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + S + H₂O
23.	K₂CrO₄ + HCl → CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O KMnO₄ + FeCO₃ + H₂SO₄→MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + CO₂ + K₂SO₄ + H₂O
24.	Na₂CrO₄ + NaI + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + Na₂SO₄ + H₂O Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O
25.	Cr₂O₃ + KClO₃ + KOH → K₂CrO₄ + KCl + H₂O As₂O₃ + I₂ + H₂O → As₂O₅ + HI

Задание № 11

Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»

Рассмотрите работу гальванического элемента при определённой концентрации электролита по алгоритму:

1. Рассчитайте, согласно условию задачи, электродные потенциалы металлов.

2. Определите катод и анод.

3. Напишите условно-графическую схему элемента.

4. Нарисуйте сам элемент.

5. Укажите в схеме: а) анод и катод;

б) заряды анода и катода;

в) направление движения электронов по внешней цепи и ионов по электролитическому мостику.

6. Запишите процессы, протекающие на электродах, и дайте им названия.

7. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента.

№ варианта	Схема гальванического элемента	Концентрация электролита
	Cu / CuCl₂// CdCl₂/ Cd	C_Cu²⁺ = 0,1 M; C_Cd²⁺ = 0,001 M
	Аg / АgNОз // \Zn(NO₃)₂/ Zn	C_Ag⁺ =0,1 M; C_Zn²⁺ = 0,001 M
	Pb / Pb(N0₃)₂// Mg(NO₃)₂/ Mg	C_Pb²⁺ =0,1 M; C_Mg²⁺ = 10^-4 M
	Al / Al(S0₄)₃ // SnS0₄/ Sn	C_Al³⁺ =0,01 M; C_Sn²⁺ = 0,1 M
	Fe / FeCl₂/ CoCl₂/ Co	C_Fe²⁺ =0,1 M; C_Co²⁺ = 0,001 M
	Ni / NiS0₄// CuS0₄ / Cu	C_Ni²⁺ =0,0001 M; C_Cu²⁺ = 0,1 M
	Ag / AgNO₃ // Cd(N0₃)₂ /Cd	C_Ag⁺ =0,1 M; C_Cd²⁺ = 0,001 M
	Sn / Sn(N0₃)₂ // Zn(N0₃)₂ / Zn	C_Sn²⁺ =0,0001 M; C_Zn²⁺ = 0,1 M
	Pb / Pb(N0₃)₂ // Fe(N0₃)₂ / Fe	C_Pb²⁺ =0,001 M; C_Fe²⁺ = 0,1 M
	Cu / CuS0₄ // CoSO₄ / Co	C_Cu²⁺ = 1 M; C_Co²⁺ = 0,001 M
	Ag/AgN0₃ // Ni(NO₃)₂ / Ni	C_Ag⁺ =0,001 M; C_Ni²⁺ = 0,1 M
	Sn / SnCl₂ // CoCl₂ / Co	C_Sn²⁺ =0,1 M; C_Co²⁺ = 0,001 M
	РЬ / РЬ(NОз)₂ // Cd(NO₃)₂ / Cd	C_Pb²⁺ =0,01 M; C_Cd²⁺ = 0,1 M
	Al/Al(S0₄)₃ // H₂SO₄ / H₂(Pt)	C_Al³⁺ =0,1 M; pH = 2
	Си / СиСl₂ // МgСl₂:/ Мg	C_Cu²⁺ =0,001 M; C_Mg²⁺ = 1 M
	Zn / ZnCl₂ // AuCl₃ / Au	C_Zn²⁺ =0,1 M; C_Au³⁺ = 0,0001 M
	Ag / AgN0₃ // Fe(N0₃)₂ / Fe	C_Ag⁺ =0,0001 M; C_Fe²⁺ = 1 M
	Pb / Pb(N0₃)₂ // Ni(N0₃)₂ / Ni	C_Pb²⁺ =0,1 M; C_Ni²⁺ = 0,001 M
	Sn / SnS0₄ // MgS0₄ / Mg	C_Sn²⁺ =0,1 M; C_Mg²⁺ = 0,01 M
	Cu / CuCl₂ / ZnCl₂ / Zn	C_Cu²⁺ =1 M; C_Zn²⁺ = 0,0001 M
	Аg / АgNOз // Co(N0₃)₂ / Co	C_Ag⁺ =0,1 M; C_Co²⁺ = 0,001 M
	Al/Al₂(S0₄)₃ // Au₂(S0₄)₃ / Au	C_Al³⁺ =0,0001 M; C_Au³⁺ = 1 M
	Pt/PtCl₂ // HCl / H₂(Pt)	C_Pt²⁺ = 0,1 M; pH = 1,5 ;
	Sn/SnCl₂ // Pb(N0₃)₂ / Pb	C_Sn²⁺ =10^-5 M; C_Pb²⁺ = 0,1 M
	Co / CoS0₄ // ZnSO₄ / Zn	C_Co²⁺ =0,1 M; C_Zn²⁺ = 0,001 M

Задание № 12

Тема: «Электрохимия. Электролиз»

1 – 20. Рассмотрите электролиз водного раствора соли по алгоритму:

1. Составьте уравнения диссоциации веществ.

2. Определите, какие частицы будут на электродах.

3. Укажите все возможные процессы на катоде и аноде.

4. Рассчитайте потенциалы (φ^р) возможных процессов.

5. Определите, какой процесс протекает в первую очередь на электродах.

6. Проанализируйте, какая среда около катода и анода.

7. Запишите итоговую схему процесса.

№ варианта	Состав и концентрация электролита	рН электролита и материал электродов
	0,1 М раствор Zn(NO₃)₂	рН = 4, катод – Zn, анод -С
	0,1 М раствор MgBr₂	рН = 6,5, электроды - Pt
	0,1 М раствор NiSO₄	рН = 5. Электроды - Ni
	0,1 М раствор FeJ₂	рН = 4,5, катод –Fe, анод - Pt
	1 М раствор КNОз	рН = 8, электроды - Pt
	1 М раствор К₂S0₄	рН = 7, катод – Fе, анод - Сu
	0,01 М раствор Аи(NОз)з	рН = 6, катод – Au, анод – Pt
	0,1 М раствор CoCI₂	рН = 6,5, катод - Fe, анод - С
	0,1 М раствор CuSO₄	рН = 5, катод - А1, анод – Сu
	0,01 М раствор FеFз	рН = б, электроды – С
	1 М раствор Сr(NОз)з	рН = 5, катод - Ni, анод – Сr
	0,1 М раствор K₂SO₄	рН = 6,5, катод - Fe, анод - Sn
	1 М раствор AgNO₃	рН = 7, катод - Сu, анод - Ag
	0,001 М раствор НСl	рН = 3, катод - Sn, анод - Сu
	0,01 М раствор MnCl₂	рН = 6, катод - Мn, анод - Pt
	0,1 раствор SnCI₂	рН = 5, катод - Fe, анод - Sn
	0,001 М раствор ZnCI₂	рН = 6,5, катод - С, анод - Zn
	0,01 М раствор MgCl₂	рН = 7, катод - Mg, анод - Pt
	0,01 М раствор К₃Р0₃	рН = 10, электроды - С
	0,1 М раствор ZnS0₄	рН = 5, электроды - Zn

21. Сколько граммов меди выделится на катоде, если через раствор медного купороса пропускать ток силой 5 А в течение ½ часа?

22. Через раствор сульфата натрия пропускали ток в течение 2 часов , в результате чего выделилось 2 л. кислорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислите, чему равна сила тока.

23. Через раствор сульфата некоторого металла пропускали ток силой 6 А в течение 45 минут, в результате чего выделилось 5,49 г металла. Вычислите его эквивалент.

24. Сколько времени пропускали ток силой 2 А через раствор хлорида натрия, если при этом образовалось 80 г едкого натрия?

25. Ток силой 10 А пропускали в течение 20 минут через раствор сульфата меди при медном аноде. На сколько граммов уменьшился вес анода?

Задание № 13

Тема: «Электрохимия. Коррозия металлов»

Рассмотрите возможность коррозии сплава в заданной среде при доступе

воздуха по алгоритму:

1. Выпишите потенциалы указанных металлов (φ^р) при заданной среде (из табл. 3, стр. 30).

2. Определите анод и катод в паре, помня, что φ_(К)> φ_(А).

3. Запишите процессы, протекающие на катодных и анодных участках, зная химизм в средах.

4. Выпишите перенапряжение водорода и кислорода на разных электродах из табл.4. (η^Н² ; η^О² )

^{Ме(К) Ме(К)}

5. Рассчитайте потенциалы катодных процессов по формулам:

φ^рн_2/2Н+ = 0,186 – 0,059 · рН - η^Н²

^Ме(К)

φ^рo₂/2oн^- = 1,21 – 0,059 · рН - η^О²

^Ме(К)

6. Определите: а) возможность коррозии, помня правило: «Коррозия возможна, если потенциал любой катодной реакции больше, чем потенциал анодного процесса;

б) ЭДС₁ и ЭДС₂.

7. Сделайте вывод по результатам расчёта.

№ варианта	Сплав	pH	№ варианта	Сплав	PH	№ варианта	Сплав	PH
1.	Fe-Ni	10	9.	Mg-Fe	5		Fe-Ni	5
2.	Cd-Sn	7	10.	Zn-Pb	10		Pb-Sn	7
3.	Co-Cu	5	11.	Au-Ni	7		Ag-Au	10
4.	Fe-Pb	10	12.	Mg-Ni	5		Fe-Mn	5
5.	Cd-Ni	7	13.	Ni-Sn	10		Al-Mg	7
6.	Cu-Pb	5	14.	Co-Pb	7		Cu-Ag	10
7.	Fe-Co	10	15.	Cd-Ag	5		Sn-Pb	5
8.	Co-Ni	7		Cu-Al	10		Zn-Cd	7
							Ag-Ni	10

Задание № 14

Тема: «Свойства металлов»

Написать реферат по следующему плану:

1. Электронная конфигурация атома. Возможные степени окисления.

2. Нахождение в природе и получение в свободном виде.

3. Физические и химические свойства.

4. Свойства соединений.

5. Сплавы. Применение металла и его соединений.

№ вар.	Металл	№ вар.	Металл	№ вар.	Металл
1.	Магний	9.	Никель	17.	Золото
2.	Алюминий	10.	Олово	18.	Молибден
3.	Титан	11.	Свинец	19.	Вольфрам
4.	Ванадий	12.	Цинк	20.	Платина
5.	Хром	13.	Медь	21.	Висмут
6.	Марганец	14.	Серебро	22.	Сурьма
7.	Железо	15.	Кадмий	23.	Цирконий
8.	Кобальт	16.	Ртуть	24.	Бериллий
				25.	Тантал

Экзаменационные вопросы

1. Строение атома. Работы Резерфорда. Модель атома по Резерфорду. Ее достоинства и недостатки, основные элементарные частицы атома. Изотопы.

2. Модель атома по Бору. Постулаты Бора. Нормальное и возбужденное состояния атома. Дуализм природы электрона. Понятие об орбитали. Виды симметрии орбиталей: s-, p-, d-, f-орбитали.

3. Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Их физи-ческий смысл и взаимосвязь.

4. Электронная структура многоэлектронных атомов. Принцип Паули, пра-вило Хунда, принцип минимального запаса энергии – правило Клечковс-кого.

5. Структура периодической системы химических элементов Д.И. Менде-леева. s-, p-, d-, f – элементы, их место в периодической системе.

6. Валентные электроны атомов элементов: s-, p-, d-, f – семейства. Валентности атомов в нормальном и возбужденном состоянии. Пояснить на примерах. Степень окисления.

7. Периодичность свойств химических элементов: атомные радиусы, потен-циал ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электро-отрицательность атомов.

8. Ковалентная связь, ее образование и определение на примере молекулы водорода. График зависимости полной энергии системы от расстояния между ядрами атомов водорода.

9. Обменный механизм образования ковалентной связи, пояснить на примере. Свойство насыщаемости ковалентной связи по обменному механизму.

10. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, пояс-нить на примере иона аммония.

11. Типы ковалентной связи по способу перекрывания орбиталей: сигма- и пи-связи, их особенности. Пояснить на примере.

12. Основные параметры ковалентной связи: энергия связи, длина связи, кратность связи.

13. Пространственная конфигурация молекул. Теория гибридизации атомных орбиталей: sp, sp², sp³, sp³d, sp³d²– гибридизация.

14. Направленность ковалентных связей в молекулах воды и аммиака.

15. Полярность химической связи. Дипольный момент.

16. Классификация химических веществ: оксиды, гидроксиды, соли.

17. Оксиды, классификация, химические свойства. Способы получения.

18. Первый закон термодинамики. Энтальпия.

19. Тепловой эффект химической реакции, термохимические уравнения, их особенности. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартная тепло-та образования.

20. Второй закон термодинамики. Энтропия и свободная энергия Гиббса, их изменение в самопроизвольных процессах. Критерии протекания химических реакций.

21. Скорость химической реакции в гомогенной системе. Закон действующих масс (ЗДМ), константа скорости реакции, ее физический смысл.

22. Факторы, влияющие на скорость гомогенной реакции: температура, пра-вило Вант – Гоффа, его математическое выражение. Активные молекулы, энергия активации.

23. Скорость химических реакций в гетерогенных системах, факторы, влия-ющие на скорость.

24. Химическое равновесие, константа равновесия, ее вывод на примере синтеза аммиака, ее физический смысл.

25. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Пояснить на примерах.

26. Растворы. Растворы неэлектролитов. Осмос. Осмотическое давление растворов неэлектролитов. Закон Вант–Гоффа, его использование в сельском хозяйстве.

27. Насыщенный пар. Давление насыщенного пара над растворами неэлект-ролитов. Первый закон Рауля.

28. Повышение температуры кипения растворов неэлектролитов. Второй закон Рауля.

29. Понижение температуры замерзания растворов неэлектролитов. Второй закон Рауля.

30. Отклонение растворов кислот, оснований и солей от законов Вант-Гоффа и Рауля. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

31. Тепловой эффект растворения. Гидратация и сольватация.

32. Растворы электролитов. Механизм электролитической диссоциации.

33. Теория электролитической диссоциации. Основные положения.

34. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электроли-ты. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

35. Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация кислот. Общие свойства кислот. Пояснить на примерах, составить уравнения реакций.

36. Основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация оснований. Общие свойства оснований. Пояснить на приме-рах, составить уравнения реакций.

37. Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация солей. Классификация солей. Пояснить на примерах, соста-вить уравнения реакций, характеризующие свойства средних солей.

38. Ионные реакции обмена в растворах электролитов. Условия их протека-ния. Привести примеры.

39. Слабые электролиты. Диссоциация слабых электролитов. Константа дис-социации. Закон разбавления Оствальда.

40. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

41. Гидролиз солей. Случаи гидролиза солей. Привести примеры.

42. Степень гидролиза. Факторы, влияющие на гидролиз.

43. Окислительно-восстановительные реакции: окисление, восстановление, окислитель, восстановитель, подбор коэффициентов методом электрон-ного баланса и методом полуреакции

Наши рекомендации

Энергетика химических реакций

Контрольное задание № 3 Тема: Энергетика химических реакций

Энергетика химических реакций

Энергетика ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Тема 4: «Энергетика химических реакций».

Тема 4. энергетика химических реакций

Энергетика химических реакций

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. Энергетика химических реакций– это раздел химии, которая изучает закономерности энергетических переходов в химических процессах и направление протекания

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. При протекании химических реакций изменяется энергетическое состояние системы, в которой идет эта реакция.

← Предыдущая страница | Следующая страница →