Химия. Номер варианта соответствует порядковому номеру в списке слушателей
 Скачать 1.34 Mb.
|
|
10. Составьте формулы высших оксидов элементов, являющихся макроэлементами в питании растений, и формулы высших оксидов для микроэлементов. Изобразите их графически. Укажите характер этих оксидов (кислотный, основной, амфотерный). Напишите возможные реакции их взаимодействия с водой. 11-20. Составьте формулы всех солей, соответствующих кислотам и основаниям, приведенным для вашего задания в таблице 2. Написать уравнения реакций их получения из кислоты и основания в молекулярной и ионной форме. Для амфотерных гидроксидов необходимо составлять формулы их солей, образованных как при реакциях с кислотами, так и с основаниями. При написании уравнений руководствоваться таблицей растворимости и таблицей степеней диссоциации. Таблица 2
1.2. Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева Методические советы При изучении этого материала следует усвоить современные взгляды на «корпускулярно-волновое состояние» электрона в атоме, вероятностный характер распределения плотности электронного облака и квантование поведения электрона по энергии, формам орбиталей и их положению в пространстве. Поскольку каждый электрон в атоме характеризуется собственным набором квантовых чисел, то они помогают показать распределение электронов в атоме. Конечным результатом изучения этой темы является умение составить электронную формулу любого атома, выявить его валентность и возможные степени окисления. Вопросы для самопроверки
Контрольные задания 21-30. Составьте электронные формулы и представьте графически размещение электронов по квантовым ячейкам для указанных в табл. 3 элементов, соответствующих вашему заданию. Проанализируйте возможности разъединения спаренных электронов при возбуждении атомов с образованием валентных электронов в соответствии с теорией спин-валентности. Таблица 3
31-40. Проанализируйте изменения величины зарядов ядер, радиусов атомов, электроотрицательностей и степеней окисления элементов в соответствии с вашим вариантом (см. таблицу 4). Каковы закономерности этих изменений при движении по группе сверху вниз или по периоду слева направо? Как изменяется в этом направлении металличность элементов и характер их оксидов и гидроксидов? Таблица 4
Напоминаем, что вопросы для самопроверки являются планом изучения темы «Химическая связь и строение молекул». Вопросы для самопроверки 1. Ионная и ковалентная связь. Электронно-точечные представления. Примеры. 2. Металлическая связь. Обоснование общности физических и химических свойств металлов. 3. Донорно-акцепторная связь. Необходимые условия ее образования. Перспективы химии комплексных соединений. 4. Водородная связь, ее природа и особенности, ее роль в молекулярной биологии. 5. Влияние типа химической связи в молекуле на физические свойства веществ. 6. Способы перекрывания атомных орбиталей, отвечающие образованию σ и π - связей. Их относительная прочность. Геометрия молекул. 7. Орбитальные модели молекул на примере Н2S, РС13. 8. Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул ВеF2, ВН3, СН4. 9. Валентность и степень окисления. Всегда ли совпадают они по величине? Примеры. Контрольные задания 41-50. Для предложенного в вашем задании (табл. 5) соединения постройте графическую формулу и укажите виды химической связи в этой молекуле: ионная, ковалентная полярная, ковалентная неполярная, координативная, металлическая, водородная. ПРИМЕР: Графическая формула сульфата натрия.   Na-O O   SNa-O O Связь Na—О ионная; связь О—S ковалентная полярная Номенклатуру солей см. приложение 1. Таблица 5
1.4. Основные законы химических превращений Методические советы Химические реакции осуществляют для получения необходимых веществ или энергии за счет их протекания. Рассмотрение реальности протекания химического процесса следует проводить с двух позиций — энергетической и кинетической. Сначала необходимо оценить, возможна ли вообще данная реакция в заданных условиях. Анализ энергетических соотношений показывает, что самопроизвольно протекают процессы в сторону наиболее вероятного состояния систем. В частности, в результате таких процессов энергия выделяется и система переходит в состояние с меньшей энергией. В практике, однако, обнаруживается, что некоторые из таких процессов протекают настолько медленно, что их невозможно использовать. Поэтому рассмотрение способов и путей влияния на скорость процесса существенно для его практической реализации. Предлагаемые ниже вопросы для самопроверки могут служить одновременно и планом изучения данной темы. Вопросы для самопроверки 1. Дайте определение понятию «скорость химической реакции». В каких единицах она измеряется? Какие факторы влияют на скорость химической реакции? 2. Сформулируйте закон действия масс. Приведите примеры того, как аналитически (уравнением) можно записать закон действия масс для реакций, протекающих в гомогенной и гетерогенной системах. 3. Что такое константа скорости химической реакции, от каких факторов она зависит? 4. Сформулируйте правило Вант-Гоффа. Дайте пример расчета изменений скорости реакции при повышении или понижении температуры с использованием этого правила. 5. Почему часть столкновений между молекулами не приводит к протеканию реакции? Что такое энергия активации? 6. Как можно объяснить механизм действия катализаторов при гомогенном катализе, гетерогенном катализе? 7. Чем характеризуется состояние химического равновесия? Какие величины, характеризующие прямую и обратную реакции при химическом равновесии, равны друг другу? 8. Приведите примеры обратимых и необратимых процессов. Как связана константа равновесия с константами скоростей прямого и обратного процесса? 9. Какие факторы влияют на положение равновесия в гомогенных жидких и газообразных системах? Как они влияют? 10.Сформулируйте Принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение давления, температуры и концентрации реагирующих веществ на положение равновесия в системе 2SО2+О2 = 2SО3? Контрольные задания 51-55. Дайте определение понятию скорость химической реакции. Опишите количественно (где это можно), как влияют на скорость реакции внешние условия (концентрация, температура, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции при изменении указанных в таблице (табл. 6) условий. Таблица 6
56-60. Чем характеризуется состояние химического равновесия? От каких факторов зависит константа равновесия, положение равновесия? Предскажите в соответствии с принципом Ле-Шателье смещение равновесия в соответствии с изменениями внешних условий (отдельно для разных факторов) по данным таблицы 7. Таблица 7
1.5. Растворы Методические советы Изучение этой темы целесообразно разбить на три этапа. Сначала изучите материал по учебнику и попробуйте ответить на контрольные вопросы 61-70, являющиеся одновременно вопросами для самопроверки. Затем следует выполнить задачи-упражнения на нахождение концентраций растворов (№ 71-80) и после этого разобраться с гидролизом солей в соответствии с настоящими методическими указаниями. Контрольные задания 61. Какие системы называются растворами? Что у них общего со смесями? 62. Водные растворы и их значение в жизни растений и животных. 63. Каковы причины образования растворов? Какова природа взаимодействия веществ в растворах? 64. Что такое электролитическая диссоциация? Какова роль растворителя в процессе электролитической диссоциации? Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами? 65. Что называется степенью электролитической диссоциации? Как зависит степень электролитической диссоциации от концентрации и температуры раствора? 66. Что такое константа диссоциации? От каких факторов она зависит? Какова взаимосвязь между степенью диссоциации и константой диссоциации? Активность и коэффициент активности иона. 67. Какие соединения называются кислотами и основаниями с точки зрения электролитической диссоциации? Чем обусловливается сравнительная сила кислот и оснований? 68. Какие гидроксиды называются амфотерными? Напишите примеры уравнений их диссоциации в кислой и щелочной средах. 69. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно? Дайте вывод выражения ионного произведения воды (Кв). Как влияет температура на ионное произведение воды? 70. Что такое рН, рОН? Какими величинами рН характеризуется нейтральная, кислая и щелочная среда? Как рассчитывать рН растворов сильных и слабых кислот и оснований? 1.5.1. Концентрация растворов Методические советы В химических расчетах используется в основном три вида концентрации: — процентная концентрация показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора, — молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора, — нормальная концентрация показывает, сколько молей эквивалентов растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора. При решении задач по переходу от одного вида концентрации к другому важно четко разграничить количество растворенного вещества и растворителя, массу и объем и т. д. Контролируется это согласованием единиц измерения в «столбиках» составляемых пропорций. Количество растворенного вещества выражают в граммах mr , в молях nм, в молях эквивалентов nэ. Количество раствора выражают в граммах G, в миллилитрах V. Связь между этими величинами: nm=  (1)nэ=  . (2),где М и Э — молекулярная и эквивалентная масса соответственно. ρ=  (3),где ρ — плотность раствора. Задачи на пересчет из одной концентрации в другую являются составным этапом большинства задач, включающих свойства растворов. Контрольные задания 71-80. В соответствии с номером вашего задания заполните пропуски в таблице 8. Например, в задаче 76 надо найти молярную и нормальную концентрацию 10%-ного раствора СuSO4 (плотность раствора 1,1 г/мл). Таблица 8
1.5.2. Гидролиз солей Методические советы Ввиду особой важности гидролиза солей в регулировании биологических процессов следует четко отработать навыки написания уравнений гидролиза после проработки по учебнику. Поставим себе задачу составления уравнений гидролиза только по первой ступени (наиболее реальной в обычных условиях). Рекомендуемая последовательность действий: а) составить уравнения диссоциации соли; б) выяснить, по какому иону идет гидролиз. Это и есть сугубо химический аспект гидролиза. Здесь используются справочные данные для определения «слабости» электролита, таблица растворимости (приложение 2), таблица степеней диссоциации (приложение 3). в) составить для этого иона уравнение реакции взаимодействия с водой (с одной молекулой, т.к. речь идет о первой ступени). Это уравнение и будет сокращенным ионным уравнением гидролиза, оно определяет наступающее в растворе равновесие и характеризуется собственной константой. г) записать уравнение гидролиза в молекулярном виде. При этом в основу берется ионное уравнение (пункт в), а для составления нейтральных молекул используются противоионы из уравнения диссоциации соли (пункт а). ПРИМЕР. Составить уравнение гидролиза сульфата меди. а) СuSO4=Сu2+ +  ; (1)б) из приложений 3 выясняем, что иону Сu2+ соответствует слабое основание, а иону — сильная кислота, значит, гидролиз идет по катиону:в) Сu2+ + Н2O  (СuОН) + + Н+ (2)Естественно, что положительный ион Сu2+ «вырвет» из воды отрицательную часть ОН-. Заряд образовавшегося иона СuОН+ определяем суммированием зарядов Сu2+ и ОН-. Не забудьте, что связывание ионов ОН- ведет к избытку в растворе ионов Н+, что определит кислую реакцию среды. Выражение для константы гидролиза имеет вид: Kr=  ;г) при составлении уравнения в молекулярной форме констатируем, что всем положительным ионам уравнения (2) соответствуют имеющиеся в свободном виде (уравнение 1) отрицательные ионы . С учетом зарядов ионов составляем электронейтральные молекулы:СuSO4 + Н2O (СuОН) 2SO4 + Н2SO4,а затем подбираем необходимые коэффициенты: 2СuSO4 + 2Н2O (СuОН) 2SO4 + Н2SO4.Напоминаем, что в растворе реально существуют ионы H3O+ а не Н+. Контрольные задания 81-90. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза приведенных в вашем задании солей. Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражения для константы гидролиза. 81. Хлорид магния, сульфит натрия. 82. Нитрат меди, карбонат калия. 83. Сульфат алюминия, силикат натрия. 84. Хлорид железа (III), сульфид натрия. 85. Сульфат аммония, цианид калия. 86. Хлорид аммония, сульфид бария. 87. Сульфат марганца (II), карбонат калия. 88. Нитрат алюминия, ацетат натрия. 89. Хлорид цинка, силикат калия. 90. Сульфат железа (II), фосфат калия. 1.6. Комплексные соединения Методические указания При изучении этой темы обратите внимание на отсутствие строгого определения понятия «комплексное соединение». Комплексными соединениями можно называть соединения сложного состава, в которых выделяют центральный атом (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ним молекулы или ионы (лиганды). Проанализируйте, какие частицы из нижеперечисленных можно называть комплексными с этой точки зрения: NO3-; NH4+; [Cu(NH3)4]2+; СаСl2; K3[Fe(CN)6]; H2S. В некоторых случаях указывают, что комплексообразователь должен быть связан с лигандами донорно-акцепторной связью. Учитывая этот факт, проанализируйте еще раз приведенный перечень. Какие частицы являются комплексными с учетом этой второй точки зрения? Названия комплексных частиц дают, указывая сначала названия лигандов, затем комплексообразователя с указанием степени окисления. Названия лигандов: С1_ (и др. галогены) —хлоро;, Н2O — акво = ; NH3—амин; CN- — циано = (и др.) Количество лигандов указывают приставками: ди, три, тетра, пента, гекса. Названия соединений с комплексным анионом оканчиваются суффиксом «-ат», в комплексных катионах название комплексообразователя дается без специальных окончаний. Примеры: Ca2[Fe(CN)6]—гексацианоферрат (II) кальция, [Fe(H2O6]SO4 — сульфат гексааквожелеза (II). Вопросы для самопроверки 1. Основные положения координационной теории Вернера. 2. Что такое лиганды? комплексообразователь? координационное число? внутренняя и внешняя сфера комплекса? 3. Номенклатура комплексных соединений. 4. Как происходит диссоциация комплексных электролитов? 5. Что такое константы устойчивости комплексных соединений? Контрольные задания 91-100. Заполните таблицу 9 в соответствии с вашим вариантом, указав комплексообразователь лиганды, координационное число, внутреннюю и внешнюю среду_ по формуле комплексного соединения, или составив соответствующую формулу по указанному комплексообразователю, лигандам и координационному числу. Дайте названия этим веществам. Таблица 9
1.7. Реакции окисления-восстановления Методические советы Тщательно проработайте по учебнику метод электронного баланса с целью выработки умения подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях. Вопросы контрольных заданий могут послужить вам в качестве упражнений. Контрольные задания 101-110. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты в реакциях, соответствующих вашему заданию. Рассчитайте, сколько граммов окислителя требуется для восстановления 10 г соответствующего реакции восстановителя. 101. KMnO4+Na2S + H2SO4=K2SO4+MnSO4+Na2SO4+H2O 102. KMnO4+H2O2+H2SO4 = K2SO4+MnSO4+O2 + H2O 103. KМnO2+НС1=МnС12 + С12+Н2O 104. Cu + HNO3=Cu(NO3)2 + NO + H2O 105. K2Cr2O7 + Na2SO3+H2SO4 = K2SO4+Cr2(SO4)3 + Na2SO4+Н2O 106. FeSO4+ KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + K2 SO4 + MnSO4+H2O 107. KMnO4+H2C2O4+ H2SO4 = K2SO4+MnSO4+CO2+H2O 108. KMnO4 + KNO2+ H2SO4 = K2SO4+MnSO4+KNO3+H2O 109. Na2S+K2Cr207+ H2SO4 =Na2SO4+K2SO4+Cr2(SO4)3 + H2O 110. KMnO4+HCl = Cl2+KCl + MnCl2+H2O | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||