Подготовка студентов к занятию по теме: Тест

«Комплексообразование»

Вопрос

1.Указать правильное название комплексного соединения [Co(NО₂)₃(NH₃)₃].

2., Каким станет заряд комплексного иона [Hgl₄]^2- при

полной замене лигандов на

NH₃?

3. Указать число сульфат ионов, которые могут перейти в осадок при добавлении к раствору соединения FeSО₄ Na₂SО₄ 4H₂О хлорида бария.

4.При действии нитрата серебра на раствор комплексного соединения состава CoSО₄Br·5NH₃ выпадает осадок. Определить строение комплексного соединения.

5.Определить, будет ли происходить разрушение иона [Zn(NH₃)₄]²⁺ при добавлении избытка цианида натрия, если константы нестойкости для [Zn(NH₃)₄]²⁺ - 3,5·10^-10,a для[Zn(CN)₄]^2- - 2·10^-17.

Код ответа	Ответ
А	тринитротриамминкобальт (III)
В	триамминтринитрокобальт (III)
С	триамминтринитрокобальтат (III)
А	4+
В	2+
С
А
В
С
А	[CoS04(NH3)5]Br
В	[CoBr(NH3)5]S04
С	[Co(NH3)5S04Br]
А	да
В	нет
С	частично

ТЕСТ 5

Подготовка студентов к занятию по теме:

«Комплексообразование»

Вопрос

1.Указать правильное название ком
плексного соединения
NH₄[Cr(SCN)₄(NH₃)₂].

Код ответа Ответ

А аммония диамминтетраро-

данохром (IV)

В тетрароданодиаммин-

хромат (III) аммония

С диамминтетрародано-

хромат (III) аммония

2. Каким станет заряд комплексного

иона [Co(NH₃)₆]³⁺ при полной лигандов на СГ?

3. Указать число ионов хлора, которые могут перейти в осадок при добавлении к раствору комплекса состава CrCl₃·6NH₃ нитрата серебра.

4.При действии на 0,001 М раствор соединения состава СгС1₃·5Н₂0 избытка нитрата: серебра выпадает в осадок 0,002 моль хлора. Определить строение комплексного соединения.

5.Определить, будет ли происходить разрушение комплексного иона [Hgl₄]^2- при добавлении избытка аммиака, если константы нестойкости для[НgI₄]^2- - 5·10^-31, а для [Hg(NH₃)₄]²⁺ - 5,2·10^-20.

А	2+.
В
С	3-
А   А
В
С
А	[СгС1(Н2О)5]С12
В	[СгС12(Н2О)5]С1
С	[СгС13(Н2О)5]
А	да
В	нет
С	частично

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме: «Комплексные соединения».

1. Координационная теория Вернера. Правило Вернера.

2. Природы связей в комплектных содинениях.

3. Способность различных атомов к комплексообразованию.

4. Названия комплексных соединений по систематической номенклатуре. Примеры.

5. Какова структура комплексных соединений с точки зрения методов валентных связей, молекулярных орбиталей, теории кристаллического поля?

6. Взаимовлияние в комплексах.

7. Устойчивость комплексных соединений.

8. Строение и изомерия комплексных соединений.

9. Роль комплексных соединений в биологии.

10. Что такое константа неустойчивости комплексного иона (привести пример), координационное число (привести пример)?

11. Назовите комплексные соединения [Со(NН₃)₆(SO₄)₃];

K₂[Ni(CN)₄]

[Cu(NH₃)₄]S

Na₃[Co(NO₃)₆]

12. Сколько ионов образуется при растворении в воде комплексных соединений,
имеющих состав: PtCl₄ NH₃; PtCl₂ • 3NH₃?

Контрольная работа № 1

по школьному курсу

Вариант 0

1. Написать по названию формулы следующих веществ: гидроксида франция, гидроксокарбоната меди (II), дигидрофосфата бария, фосфористой кислоты..

1. Написать электронную конфигурацию атома Sb и частицы Sb⁺³. Составить формулу бинарного соединения стронция с мышьяком.

1. Определить степень окисления центрального атома в соединениях: (NH₄)₂B₄O₇, K₂S₂O₈, BaMoO₄.

1. Написать молекулярные и ионные (полное и сокращенные) уравнения реакций между: а) ортофосфорной кислотой и гидроксидом бария; б) ацетатом магния и серной кислотой.

1. Определить массовую долю (в %) аммиака в растворе, полученном при рас творении 112 л аммиака (н.у.) в 315 мл воды.

Контрольная работа №2.

Вариант 0.

1. Составить управление окислительно-восстановительной реакции:

KMnO₄ + H₂S + Y₂SO₄ → MnSO₄ + S↓ + K₂SO₄ + H₂O.

Рассчитать ЭДС реакции, установить направление ее протекания, определить молярную массу эквивалента окислителя.

2. Рассчитать массу перманганата калия, содержащуюся в 1500 мл раствора, титр которого по иону железа (ІІ) равен 0,0056 г/мл.

3. Навеска сульфата меди (ІІ) массой 0,6824 г растворена в медной колбе на 100 мл. На титрование этого раствора израсходовано 35,6 мл раствора ЭДТА.

Определить молярную концентрацию эквивалента ДТА и титр раствора по иону меди Cu²⁺.

4. Навеску образца технического сульфита натрия массой 3,1630 г растворена в медной колбе на 200мл. На титрование 25 мл полученного раствора расходуется 23,2 мл раствора перманганата калия с титром по сульфиту натрия 0,0100 г/мл.

Рассчитать массовую долю в % сульфита натрия в образце.

5. К раствору технического гипохлорита кальция с массой 0,2610 г добавлен избыток йодида калия в кислой среде. На титрование выделившегося йода израсходовано 19,5 мл тиосульфата натрия с молярной концентрацией эквивалента 0,0400 моль/л. Рассчитать массовую долю (%) хлора в образце гипохлорита кальция.

Контрольная работа № 3

Вариант 0.

1. Вычислить массовую долю, моляльную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента раствора CaCl₂ (ρ = 1,1 г/мл), приготовленного из 21,9 г CaCl₂ · 6H₂O и 78,1 мл воды.

1. Для лечения животных применяется камфора. При растворении в 400 г эфира 13 г камфоры температура кипения такого раствора повышается на 0,665ºС по сравнению с температурой кипения чистого эфира. Вычислить по этим данным молярную массу камфоры. Эмбулиоскопическая константа эфира равна 2,12.

3. При силосовании кормов в результате брожения образуется уксусная кислота. Найти концентрацию ионов водорода и pH раствора, содержащегося в 500 мл 0,3 г уксусной кислоты. Степень диссоциации равна 0, 1.

4. Написать в молекулярном и молекулярно-ионном виде уравнения гидролиза следующих солей: хлорида алюминия, сульфита калия, карбоната хрома (III). Указать pH среды – больше 7, меньше 7, равно 7.

5. Растворы пропионовой кислоты, используемые для консервирования фуражного зерна в смеси со своими солями, образуют буферные системы типа CH₃CH₂COOH + CH₃CH₂COONa. Вычислить отношение между компонентами буферной системы, если pH равно 4,68. Константа диссоции пропионовой кислоты К = 1,32·10^-3.

ПРИМЕРНАЯ ТЕМАТИКА САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме: «Строение атома, Химическая связь».

1. Атомные модели Томсона, Резерфорда, Бора. Их достоинства и недостатки.

2. Современная модель атома, принципы, положенные в основу её создания (постулат Планка, принципы Де- Бройля, Гейзенберга).

3. Уравнение Шредингера Функция T, её свойства.

4. Квантовые числа. Что они определяют в атоме и какие значения принимают?

5. Принципы заполнения Электронных орбиталей (принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Хунда, правила Клечковского).

6. Написать электронные формулы атомов второго и третьего периода.

7. Особенности электронного строения ё-элементов.

8. Связь электронного строения атома со свойствами элемента и его положением в Периодической системе. Электроотрицательность. Энергия ионизации, сродство к электрону.

9. Ковалентная связь и теории её образования (метод валентных связей, метод гибридизации электронных орбиталей, метод молекулярных орбиталей). Свойства ковалентной связи (насыщаемость, направленность, полярность и неполярность).

10. Ионная и металлическая связи. Механизм их образования, свойства.

11. Водородная связь. Силы Ван-дер-Ваальса. Гидрофобные взаимодействия.

12. Объяснить с точки зрения метода ВС образование аммиака и иона аммония.

13. Объяснить с точки зрения метода МО образование молекул Н₂О₂, ионов Н₂⁺и Н₂^-.

14. Объяснить изменение свойств элементов в третьем периоде и в главной подгруппе седьмой группы.

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме: «Энергетика химических процессов».

1. Тепловой эффект реакции. Экзотермическая и эндотермическая реакции. Примеры.

2. Система. Открытая, закрытая, изолированная и равновесная системы. Нормальное и стандартное состояния системы.

3. Функция состояния. Внутренняя энергия. Энтропия. Первое начало термодинамики и его следствия.

4. Законы термодинамики (Лавуазье-Лапласа, Гесса и следствия).

5. Термодинамическая вероятность и энтропия. Уравнение Больцмана. Постулаты Томсона и Клаузиуса. Второе и третье начала термодинамики.

6. Изохронный, изобарный, изотермический процесс. Равновесный процесс. Максимальная работа системы. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца.

7. Термодинамический критерий самопроизвольного процесса. Его использование при определённых условиях (∆Н<0, ∆S>0; ∆Н>0, ∆S<0; ∆H>0; ∆S>0; ∆Н<0, ∆S< 0).

8. Определить знак изменения энтропии, энтальпии и условия протекания в прямом направлении реакций (привести примеры).

а) аммиака с хлороводородом,

б) хлора с водой,

в) кислоты с основанием,

г) металла с кислотой,

д) водорода с кислородом.

9. Рассчитать тепловой эффект реакции сгорания этанола.

10. Рассчитать тепловой эффект процесса конденсации воды.

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме: «Комплексные соединения».

12. Координационная теория Вернера. Правило Вернера.

13. Природы связей в комплектных содинениях.

14. Способность различных атомов к комплексообразованию.

15. Названия комплексных соединений по систематической номенклатуре. Примеры.

16. Какова структура комплексных соединений с точки зрения методов валентных связей, молекулярных орбиталей, теории кристаллического поля?

17. Взаимовлияние в комплексах.

18. Устойчивость комплексных соединений.

19. Строение и изомерия комплексных соединений.

20. Роль комплексных соединений в биологии.

21. Что такое константа неустойчивости комплексного иона (привести пример), координационное число (привести пример)?

22. Назовите комплексные соединения [Со(NН₃)₆(SO₄)₃];

K₂[Ni(CN)₄]

[Cu(NH₃)₄]SO₄ Na₃[Co(NO₃)₆]

12. Сколько ионов образуется при растворении в воде комплексных соединений,
имеющих состав: PtCl₄ NH₃; PtCl₂ • 3NH₃?

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме: «Окислительно-восстановительные реакции»

1. Что такое степень окисления элемента? Как ее определить?

2. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Привести примеры.

3. Какие вещества называются окислителями и какие восстановителями? Назвать важнейшие окислители и восстановители.

4. Составление уравнений окислительных реакций и методика подбора коэффициентов.

5. Стандартный окислительно-восстановительный (электродный) потенциал. Уравнение Нернста. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

6. Гальванический элемент. Ряд напряжений.

7. Подсчитать степень окисления: марганца в KMnO₄, K₂MnO₄, MnSO₄, Mn(NO₃)₂, MnO₂
серы в Na₂S, K₂SO₃, K₂SO₄, Al₂(SO₄)₃, (NH₄)₂SO₄.

8. Составить схемы перехода электронов и подобрать коэффициенты в уравнениях
окислительно-восстановительных реакций:

P + HNO₃ + H₂O → H₃PO₄ + NO

BaH₂ + H₂O → Ba(OH)₂ + H₂

KMnO₄ + KOH → K₂MnO₄ + O₂ + H₂O

9. Закончить уравнение реакций:
Mn(OH)₂ + Cl₂ + KOH → MnO₂ +...
FeSO₄+ Br₂+ H₂SO₄→...
K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄→

10. Определить, в каком направлении будут протекать при стандартных условиях окислительно-восстановительные реакции:

KIO₃ + SO₂ + H₂O → I₂ + H₂SO₄ + K₂SO₄

H₃PO₃ + AgNO₃ + H₂O → Ag + HNO₃ + H₃PO₄

HOCl + H₂O₂ → НСl + O₂ + H₂O

Подобрать коэффициенты в этих уравнениях.

Вопросы для самоподготовки

1. Основные понятия и законы химии. Эквивалент.

Моль. Молярная масса. Молярный объем.

Закон Авогадро. Законы сохранения. Газовые законы.

Эквивалент. Закон эквивалентов.

1. Строение атома.

Строение атома и квантовые числа.

Электронная формула элемента.

Свойства атома. Энергии ионизации, сродства к эл-ну. Электроотрицательность

1. Химическая связь.

Ковалентная связь. Донорно-акцепторный механизм.

Ионная и металлическая связи. Силы Ван-дер-Ваальса.

1. Энергетика химических реакций.

Внутренняя энергия. I начало термодинамики. Энтальпия. Законы термохимии.

Энтропия. II и III начала термодинамики.

Потенциалы Гиббса и Гельмгольца. Условия самопроизвольного процесса.

1. Кинетика химических реакций.

Закон действующих масс (кинетический)

Факторы, определяющие скорость реакции.

Сложные реакции. Катализ.

1. Химическое равновесие.

Закон действующих масс (термодинамический).

Факторы, влияющие на равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна.

Равновесие в гетерогенных системах Произведение растворимости.

1. Растворы неэлектролитов.

Раствор. Способы выражения состава раствора.

Термодинамика и законы растворения (Генри, Рауля).

Диффузия. Осмос. Осмотическое давление.

Крио- и збулиоскопия.

1. Растворы электролитов.

Теория электрической диссоциации. Константа и степень дисс-ии (влияние)

Теории электролитов и их классификация.

Сильные электролиты. Ионная сила. Активность.

Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда.

Гидролиз. Константа и степень гидролиза (влияние разл. факторов)

Буферные системы. Механизм. РН и буферная емкость.

1. Окислительно-восстановительные реакции.

Окислители и восстановители.

Уравнение ОВР.

ОВ потенциал. ЭДС. Направление реакции.

Уравнение Нернста.

1. Комплексные соединения.

10.1. Координационная теория Вернера. Строение комплекса.

10.2.Номенклатура комплексов.

10.3.Химическая связь и структура комплексов. Взаимовлияние в комплексах.

10.4.Реакции получения комплексов. Устойчивость комплексов.

1. Периодический закон и Периодическая система.

11.1.Свойства атомов в связи с положением в Периодической системе.

11.2.Свойства соединений в связи с положением в Периодической системе.

Вопросы для самоподготовки к занятию по химии элементов.

1. Водород. Положение в периодической системе. Способы получения. Химические свойства.

1. Натрий и калий. Химические свойства. Характеристика оксидов и гидроксидов.
2. Магний и кальций. Химические свойства. Характеристика оксидов и гидроксидов.
3. Бор. Химические свойства. Характеристика оксида, кислот, солей. Комплексные соединения бора.
4. Алюминий. Химические свойства. Характеристика оксида, гидроксида, солей. Амфотерность. Комплексные соединения алюминия.
5. Углерод. Химические свойства. Аллотропия. Характеристика оксидов, угольной кислоты и ее солей.
6. Кремний. Химические свойства. Характеристика диоксида, метакремниевой кислоты и ее солей.
7. Азот. Химические свойства. Аммиак. Получение. Химические свойства.
8. Азотная кислота. Получение. Химические свойства. Нитраты.
9. Фосфор. Химические свойства. Характеристика оксидов и кислот фосфора.
10. Кислород. Получение. Химические свойства. Аллотропия. Пероксид водорода. Свойства.
11. Сера. Химические свойства. Сероводород. Получение. Химические свойства. Сульфиды.
12. Сернистая, серная, тиосерная кислоты. Их свойства.
13. Хлор. Химические свойства. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли. Их свойства.
14. Галогены. Получение. Сравнительная характеристика. Галогеноводороды. Химические свойства.
15. Хром. Химические свойства. Характеристика оксидов, гидроксидов, кислот. Хромиты, хроматы, дихроматы.
16. Марганец. Химические свойства. Характеристика оксидов, гидроксидов, кислот. Перманганат калия.
17. Железо. Химические свойства. Характеристика оксидов, гидроксидов. Комплексные соединения.
18. Медь. Химические свойства. Соединения меди (II) – оксид, гидроксид, соли. Получение, химические свойства. Комплексные соединения.
19. Цинк. Химические свойства. Оксид, гидроксид (амфотерность), соли. Комплексные соединения.