По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №4.

Самостоятельная работа №4

Тема «Общие закономерности химических процессов»

1. Пользуясь таблицей растворимости солей, кислот и оснований, составьте уравнения реакций, проходящих между:

а) нитратом железа(II) и гидроксидом натрия;

б) гидроксидом хрома и гидроксидом калия;

в) хлоридом дигидроксоалюминия и соляной кислотой.

Расставьте коэффициенты, укажите признаки и тип реакций.

2. Пользуясь справочными материалами, рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сжигании 1 м³ бутана С₄Н₁₀.

3.Используя табличные значения стандартных энтропий и энтальпий, вычислите значение энергии Гиббса для реакции

2HCl (газ) + 1/2O₂ (газ)® Сl₂ (газ) + H₂О (ж)

и определите принципиальную возможность или невозможность осуществления реакции: а) в стандартных условиях; б) при 500^оС. При ка кой температуре возможно состояние равновесия?

4. Как изменится скорость реакции 2NO(газ)+ Cl₂ (газ) =2 NOCl (газ), если концентрация оксида азота(II) будет увеличена в 5 раз?

5. На сколько градусов нужно повысить температуру химической реакции, чтобы ее скорость увеличилась в 10 раз? Температурный коэффициент γ примите равным 2,7.

Тема 7. Растворы

Тема	Основные понятия и термины	Учебники	Задачники
VII. Растворы	1. Растворы. Виды растворов. Водные растворы. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, титр, молярная, нормальная концентрации). Расчет концентрации раствора. Общие (коллигативные) свойства растворов. Законы Рауля. Растворы неэлектролитов	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.7 (раздел 7.2)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.8 (параграфы 8.1-8.3)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VI
2. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент, степень диссоциации, константа диссоциации, сильные и слабые электролиты. Диссоциация кислот, оснований, солей. Определение концентрации ионов в растворе электролита. Водородный показатель (рН). Расчет рН. Произведение растворимости и расчет Пр	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.8   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.8 (параграфы 8.4-8.5)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VII, разделы 1-4
3. Реакции обмена в растворах электролитов. Молекулярные и ионные формы уравнений. Гидролиз солей, уравнения гидролиза. Степень гидролиза.	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.8 (разделы 8.11-8.12)   2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел III, гл.8 (параграф 8.6)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VII, раздел 5

После изучения данного раздела студентам следует знать:

1. Общие свойства растворов и понятие идеального раствора.

2. Законы Рауля, осмотическое давление.

3. Понятие сильных и слабых электролитов.

4. Теории кислот и оснований Аррениуса, Бернстеда и Льюиса.

5. Степени и константы диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

6. Ионное произведение воды и водородный показатель.

7. Произведение растворимости.

8. Гидролиз солей.

Студенты должны уметь:

1. Рассчитать давление насыщенного пара растворителя над раствором, изменение температур плавления и кипения и осмотическое давление раствора по известной концентрации.

2. Рассчитать молярную концентрацию, массовую долю и титр раствора.

3. Написать уравнения процессов электролитической диссоциации электролитов.

4. Рассчитать степени диссоциации слабого электролита и концентрацию ионов в этом электролите.

5. Рассчитать рН растворов сильных кислот и щелочей, слабых кислот и оснований.

6. Рассчитать растворимости и произведения растворимости труднорастворимых соединений.

7. Составить уравнения для реакций ионного обмена в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.

8. Составить уравнения гидролиза по катиону, по аниону; составить уравнения совместного гидролиза двух солей. Рассчитать степени гидролиза.