|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Лабораторная работа №8. Комплексные соединения. ⇐ ПредыдущаяСтр 7 из 7
Задание: 1. Получить соединения с комплексным анионом. 2. Получить двойной комплекс. 3. Провести качественные реакции на Fe+2 и Fe+3. 4. Исследовать Прочность комплексов. 10.1. Цель работы Изучить химические свойства комплексных соединений, способы их получения, устойчивость комплексов. Показать отличие двойных солей от комплексов. 10.2. Напишите уравнения образования труднорастворимых соединений по первой части опыта, затем уравнения реакции растворения осадков с образованием комплексного соединения. Укажите комплексообразователь, лиганды, координационное число, напишите выражение КН комплекса и его численное значение. Образование соединений с комплекным анионом Опыт 1. Получение комплексного соединения висмута (тетрайодовисмута калия) В пробирку с 2-3 мл раствора нитрата висмута (III) добавляйте по каплям раствор иодида калия до выделения осадка иодида висмута (III). Как ов цвет осадка? Затем к выпавшему осадку добавляйте еще 2-3 мл раствора иодида калия до полного растворения с образованием комплексного соединения. Каков цвет полученного раствора? Напишите уравнение реакций получения тетраиодовисмута калия. Образование соединений с комплексным катионом Опыт 2. Получение аммиачного комплекса никеля (гидроксид гексааминникеля) Получите осадок дигидроксида никеля, добавляя к NiSO4 гидроксида натрия. Осадку дайте отстояться и раствор осторожно слейте в раковину. Какого цвета осадок? Напишите уравнение реакции. Прибавьте к осадку Ni(OH)2 25 % раствор аммиака до полного растворения дигидроксида никеля вследствие образования комплексного основания (гидроксид гексааминникеля). Сравните окраску ионов Ni+2 из сульфата никеля с окраской иона [Ni(NH3)6]2+. Присутствие каких ионов сообщает окраску раствору? Какое основание является более сильным электролитом: дигидроксид никеля (II) или дигидроксид гексааминникеля? Почему? Запишите соответствующие выражения ПР Ni(OH)2 и КН [Ni(NH3)6]2+. Опыт 3.Образование соединения, содержащего комплексный катион и комплексный анион-бикомплекс Внести в пробирку 2-3 мл раствора гексациано-(II)-феррата калия (K4[Fe(CN)6]) и прилейте раствор сульфата никеля до получения осадка гексациано (II) феррата никеля. Каков цвет осадка? Затем прибавляйте по каплям 25 %-ный раствор аммиака до полного растворения осадка. Через 1-2 мин. из полученного раствора начинают выпадать бледно-лиловые кристаллы соли [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]. Напишите уравнение протекающей реакции. Опыт 4. Качественные реакции на присутствие в растворе ионов двух и трех валентного железа 1) В пробирку внесите несколько кристалликов соли Мора – (NH4)2Fe(SO4)2*24H2O, добавьте 2-3 мл дистиллированной воды, встряхните пробирку и полученный раствор подкислите раствором серной кислоты (подкисление благоприятствует течению реакции). Добавьте 2-3 мл раствора гексациано-феррата (III) калия. Наблюдайте выпадение осадка. Укажите цвет осадка. Как называется осадок? Реактивом на какой ион в растворе является красная кровяная соль? Испытайте отношение осадка к раствору гидроксида калия. 2) В пробирку внесите 2-3 мл раствора соли железа (III) – FeCl3, Fe(NO3)3, подкислив его раствором соляной кислоты, и добавьте 2-3 мл раствора гексацианоферрата (II) калия. Наблюдайте выпадение осадка. Напишите уравнение реакции. Укажите цвет осадка. Как называется осадок? Реактивом на какой ион в растворе является желтая кровяная соль? Испытайте отношение осадка к раствору щелочи. 10.4. Необходимые реактивы 1) Конические пробирки. 2) Растворы солей: нитрата висмута, иодид калия, нитрат серебра, тиосульфат натрия, сульфат меди, хлорид кобальта, желтой кровяной соли, красной кровяной соли, хлорид железа (III), сульфат железа (II), соли Мора, хлорида хрома. Растворы гидроксидов натрия, аммония. 10.5. Оформление работы Запишите в лабораторную тетрадь I и II стадии уравнения всех протекающих реакций, учитывая, что комплексные соединения получаются по второй стадии. Объясните устойчивость комплексов, пользуясь таблицей констант нестойкости комплексов. Основная литература: [6], 1994 г, стр. 133 - 136. Контрольные вопросы: 1. Определить степень окисления, координационное число и знак заряда комплексообразователя полученных в результате опытов комплексных соединений. 2. Назовите полученные комплексные соединения согласно принятой номенклатуре. 3. От чего зависит прочность комплексных соединений?
Планы практических занятий № 1 практическое занятие. Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии. Элемент, атом, молекула, молекулярная масса, моль. Основные классы неорганических соединений. Оксиды, кислоты, гидроксиды (основания), соли. Нормальные, кислые (гидро) и основные (гидроксо) соли. Задание 1. Эквивалент. Законы: сохранения энергии, постоянства состава, кратных отношений, объёмных отношений, эквивалентов и закон Авогадро. Закон постоянства состава? Что такое дальтониды и бертолиды? 2. Какие соединения называются не стехиометрическими? Закон кратных отношений? 3. Закон эквивалентов. Приведите правильное, современное определение слова «эквивалент». Что такое эквивалентный фактор, эквивалентная молярная масса, эквивалентное количество вещества? Приведите примеры и их меры измерения. 4. Закон Авогадро и его последствия. Сфера применения в практике закона. 5. Какие существуют методы нахождения атомной и молярной массы? Объясните их основной принцип. 6. Дайте определения понятиям «атомная масса», «относительная атомная масса», «молярная масса атома». Обоснуйте на примерах. 7. Что такое постоянная Авогадро? Как он применяется при вычислении массы атома и молекулы? 8. 40 г металла вытеснило 14, 6 л водорода при температуре 18 9. Определите формулу вещества содержащего 26, 53% калия, 63, 37% хрома и 38, 10% кислорода. 10. При температуре 27 С в сосуде объемом 3 л содержится 10 11. Cl3 0, 75 г вещества можно получить 1, 87 г хлорида. Вычислить атлмную массу вещества, валентность которого равна 3. 12. Вычислить эквивалентную массу в кислотах, основах и солях, приведенных в реакциях: а) 3H2SO4 + Cr(OH)3 = Cr(HSO4)3 +3H2O б) H2SO4 + Cr(OH)3 = CrOHSO4+2H2O в) 3H2SO4 + 2Cr(OH)3 = Cr(SO4)3 +6H2O Методические рекомендации: Чтобы выполнить семинарскую работу нужно хорошо освоить теоретическую методику. Задачи нужно решать полагаясь на основные законы химии. Большинство заданий приведены в виде примеров в методических приложениях авторов Основная литература: [3] осн. [17-70], 4 осн. [26-95] Дополнительная литература: [15] 6-22 с., [7] доп. [3-18], [11] доп. [4-9]. Контрольные вопросы: 1. Развитие понятии о строении материи и стехиометрические законы. 2. Что такое эквивалиент? Рассуждение закона эквивалиентов. 3. Законы газов и уравнение Менделеева- Клапейрона. 4. Каковы основные методы вычисление атомной и молекулярной массы?
№ 2 практическое занятие. Эквивалент. Законы: сохранения энергии, постоянства состава, кратных отношений, объёмных отношений, эквивалентов и закон Авогадро. Строение атомов и молекул. Спектры атома водорода. Волновая функция. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Правила Гунда. I, II правила Клечковского. Задание. 1. Какова скорость распространения электромагнитных колебаний? 2. Длина волн электромагнитных колебании и связь между числом волн. 3. Какова длина волн и область частот видимого, инфракрасного, рентгеновского излучений. 4. Основное значение теории Планка? 5. На основе каких опытов Резерфорд построил планетарную модель атома водорода? 6. Поглощение света ионов трехвалентного хрома замечается при длине волн 14084 см 7. В спектре водорода в виде атома при длине волн 6563 А и 4102 А заметны линии. Какой серии соответствуют данные линии? 8. Nd, As, Co, Sr напишите электронную формулу и определите тип. 9. У атомов V, Sc, Cr, Ti сколько свободных орбиталей? Напишите электронную формулу. 10. Если электронная формула элемента заканчивается так: а) 2s22p3; б) 3s23p4; в) 3d104s2 то к какой группе и какому периоду соответствуют данные элементы? Напишите электронную формулу этих элементов в обычном и возбужденном состояниях. 1) 1s2; 2) 1s22s22p2; 3) 1s22s22p5; 4) 1s22s22p6; 5) 1s22s22p63s1. 11. Напишите электронную формулу данных элементов: H, C, N, O, P, B. 12. Каково строение периодической таблицы Д.И. Менделеева? Дайте определение понятиям: группа, период, ряд. Методические рекомендации: Применяя закономерности строения атомов дать характеристику строению атомов s-, p-, d-, f-элементов и выполняйте упражнения опираясь на теоретический материал. Основная литература: [3] стр. 17-70, [4], стр. 26-95 Дополнительная литература: [7] стр. 50-73, [11] стр. 11-17, [15], стр. 16-22 Контрольные вопросы: 1. Основные характеристики электромагнитного излучения ( длина волн, волновое число, шкала электромагнитных волн). Постулаты Бора. Охарактеризуйте стационарное состояние атома водорода. 2. Волновые свойства электронов и формула Де Бройла для определения длины волн. Принцип неопределенности Гейзенберга. 3. Как можно написать уравнение Шредингера для атома водорода? Волновая функция электронов и физическое значение числа квантов. 4. Что такое атомные орбитали? Покажите графическую форму атомных орбиталей. Как можно оьъяснить строение атома в многоэлектронных атомах? 5.Объясните на примерах заполнение орбиталей в многоэлектронных атомах. Принцип Паули и правило Гунда. Что такое электронная конфигурация атома? Дайте определение понятию электронный уровень. 6. Периодическая система элементов. Периодический закон Д.И. Менделеева. № 3 практическое занятие. Химические связи. Виды химических связей. Валентная связь. Метод молекулярных орбиталей. Задание. 1. Как создается ковалентная связь в молекуле водорода? 2. Основные параметры определения ковалентной связи. От чего зависит постоянство ковалентной связи? 3. Что такое δ и π связи? Приведите примеры. 4. Что такое гибридизация атомных орбиталей? 5. Как изменяется в ряду химическая связь в данных молекулах в виде газа: NaCl, MgCl2, AlCl3, SiCl4, PCl5, SCl6, Cl2? 6. Что такое донорно-акцепторная связь? Какие из нижепредставленных этих соединений построены с помощью данной связи: BF3, CH4, H2O, H+, Co3+, NH2, F-? 7. Определите гибридизацию молекулы углерода: а) CO32-; б) C2O42-; в) NCO-? 8. Какие недостатки у метода ВС? Основные характеристики метода МО. 9. Укажите схему построения электронов по методу МО в данных молекулах: а) В2, б) С2, в) N2. Определите кратность связи. Каковы магнитные свойства данных молекул? 10. Определите заряд остатка кислоты в следующих солях: а) К2С03 б) КНСОз в) КН2РО4 г) К2НРО4 д) К3Р04 е) K2S04 ж) Са3(РО4)2 з) Fе(NO3)3 и) Са(Н2Р04)2 11. Какая из этих молекул владеет постоянным моментом диполя: H2, HCl, H2O, Ar, N2, CO2? 12. Объясните изменение моментов диполя в молекулах одного типа в данном порядке: а) Н2О (1, 84Д)-Н2S (0, 93Д) - H2Se Методические рекомендации: Для успешного выполнения семинарской работы необходимо изучить закономерности протекания химических реакций. Основная литература: [3] осн. [17-70], [4] осн. [26-95], Дополнительная литература: [7] доп. [50-73], [11] доп. [11-17]. Контрольные вопросы: 1. Основные понятия метода валентной связи. 2. Ковалентная связь, его виды и характеристики. 3. Основные понятия метода молекулярных орбиталей? 4. Дайте современное определение методу ионной связи. Каковы свойства ионной связи? 5. Что такое водородная связь? №4 практическое занятие. Закономерности протекания химических процессов. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье Задание. 1. СО + Н20 = С02 + Н2 известны начальные концентрации веществ (моль/л): СО = 0, 3; Н20 = 0, 4; С02 = 0, 4; Н2=0, 05. Как изменится концентрация веществ, если в реакцию вступит ½ оксида углерода? 2. С + О2 = СО2. Как изменится скорость протекания реакции, если концентрацию кислорода изменить в 4 раза? 3. Если g= 2, то во сколько раз нужно изменить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 8 раз? 4. При 10 °С реакция заканчивается за 95 секунд, при 20 °С за 60 секунд. Вычислить энергию активации. 5. Если энергия активации равна 30 ккал, то во сколько раз увеличится скорость реакции, если температуру повысить с 30 ˚ С до 50 ˚ С? 6. Константа скорости реакции при температуре 600 К равна 7, 5, а при 750 К 4, 5*102. Вычислить энергию активации и константу реакции при температуре 700К. 7. 3Н2 + N2 ó 2NH3 + 24 ккал 3О2 ó 2O3 - 68, 2 ккал. Какие факторы нужно изменить для смещения равновесия влево или вправо? 8. Для реакции Н2+ I2= 2HI концентрации реагентов 0, 5 и 1, 5 моль/л, концентрация при равновесии равна 0, 8 моль/л. Вычислить концентрации при равновесии Н2 и I2 и константу равновесия. 9. Оксид углерода и хлор находятся в закрытом сосуде при постоянной температуре. Начальная их концентрация 1 моль/л, а давление в сосуде 1 атм. СО + Сl2 ó СОСl2 До реакции было 50% оксида углерода (II). Какое давление оказывалось на стенки cосуда во время равновесия? 10. Н2 + I2 = 2HIконстанта для реакции равна 50 г при температуре 445 ˚ С. Сколько нужно водорода (для получения 90% раствора) для 1 моля йода? 11.2SO2 + О2 = 2SO3 равновесие реакции установлено при концентрации [SO2] = 0, 1, [СО2] = 0, 05, [SO3] = 0, 9 (моль/л). Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если объем газа уменьшить в 2 раза? Будет ли при этом смещение равновесия? Обоснуйте ответы на решении. Методические рекомендации: Чтобы хорошо выполнять семинарcкие работы нужно освоить методику курса: скорости химических процессов. Основная литература: 3 осн. [168-178], 5 осн. [168-173], 3 осн. [146-147]. Дополнительная литература: 10 доп. [42-45], [167-182 б], [2], [172-197], 10 доп. [47-48]. Контрольные вопросы: 1. Скорость химической реакции, отличие скорости гомогенной и гетерогенной реакции. Как влияет концентрация на скорость реакции? 2. Как выводится закон действующих масс? Покажите на примере константу скорости протекания реакции. 3. Как влияет температура на изменение скорости реакции? Дайте определение правилу Вант-Гоффа. Напишите уравнение Аррениуса. Что такое энергия активации? 4. Что такое обратимые и необратимые процессы? Определите константы химического равновесия. 5. Какие факторы влияют на смещение химического равновесия? В чем заключается принцип Ле-Шателье?
Задание. 1. Что такое растворы? Приведите примеры. 2. Сколько нужно 50%-ой кислоты, плотностью 1, 315 г/л, для получения 5л 2%-ной азотной кислоты, плотностью 1, 01 г/л? 3. Вычислите молярную концентрацию 20%-ной азотной кислоты, плотностью 1, 04 г/см³. 4. В 7 л раствора содержится 24, 4 г неэлектролита. Давление раствора при 0˚ С 1, 3 атм. Вычислите молекулярную массу раствора. 5. 1, 6 г неэлектролита растворили в 250 г воды. Температура замерзания раствора 0, 2°С. Вычислите молекулярную массу неэлектролита. 6. 1, 6 г неэлектролита растворили в 200 г воды. Температура кипения раствора 100, 432 °С. Вычислите молярную массу ратворенного вещества. 7. Концентрация ионов водорода 1, 4*10-3 г-ион/л в 0, 1 М растворе уксусной кислоты. Вычислить степень диссоциации и константу диссоциации. 8. Изотонический коэффициент равен i = 1, 014, определить степень диссоциации раствора электролита АВ. 9. Определить рН растворов: 0, 1 н сероводорода (K1= 8.7*10-8), 0, 1 н борной кислоты (k1= 5, 7*10-7), 0, 1 н пероксида водорода (К1 = 2*10-12). 10. Растворимость карбоната кальция при температуре 18 0С 163, 0*10-4 моль/л. Вычислить произведение растворимости. 11. Напишите реакции гидролиза: Na3P04, Na2C03, Na2S. 12. Напишите реакции гидролиза и ионные уравнения: а) К2СО3, NaNO2, Na2S, CH3COONa, K3PO4 б) (NH)2S04, А12(S04)з, FeCl3 в) А12Sз, А1С13 г) (NH4)2C03, (MH4)2S. Методические рекомендации: Выполнить задания можно пользуясь теорией растворов, таблицей растворимости солей и константой диссоциации. Основная литература: [5] осн. [195-223], [6] осн. [125-162]. Дополнительная литература: [7] доп. [101-145], [11] доп. [24-31]. Контрольные вопросы: 1. Теория растворов. Обозначение концентрации растворов: массовая доля, молярная концентрация, эквивалентная молярная концентрация, молярная концентрация. 2. Коллигативные свойства растворов: осмос, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания. Дайте определения законам Рауля. 3. Какие есть определения теории диссоциационной? Приведите примеры на степень и константу диссоциации. Что такое изотонический коэффициент? Приведите примеры на сильные и слабые электролиты. 4. Что такое электролитическая диссоциация воды? Водородный показатель (рН). Как обозначают произведение растворимости? 5. Что такое гидролиз солей? Степень и константа гидролиза солей. № 6 практическое занятие. Окислительно - востановительные реакции Задание. 1. Определить степень окисления в соединениях: Н202, Ва02, (NH4)2Cr207, NH4CNS, C2H4, N2H4, CO2. 2. Напишите процессы окисления и восстановления: a) FeS04 => Fe2(SO4)3; б) Fe203 => Fe; в) NH3 => N0; г) 2Сl- => C12; д) Сl- => СlO4- е) 2IO4- => I2 . 3. При окислительно- восстановительном процессе степень восстановления повышается или понижается? Как изменяется степень восстановителя? Приведите примеры. 4. Который из данных веществ восстановитель, который окислитель, а который проявляет оба свойства: a) KMn04, Mn02, V205, KI; б) PbO2, NH3, HNO2, Na2S; в) Na2S03 HN03, K2Cr2O7 5. Уравняйте реакции диспропорционирования: а) HNO2 => HNO3 + NO +H2O д) К2Мn04 => КМn04 + Мn02 + КОН б) TiCl3 => TiCl2 + TiCl4 е) Se + КОН => K2Se03 + K2Se + Н20 г) КОН + С12 => КСlOз + КС1 6. Определите окислитель и восстановитель во внутримолекулярной реакции, приравняйте равенство: а) NH4NO2 => N2 + H2O в) Аu2Оз => Аu + О2 б) КСlOз => КС1 + 02 г) Рb(NO3)2 => РbО + NO2 + 02 д) (NH4)2Cr2O7 => Cr2O3 + N2 + Н2О 7. Уравняйте рекции методом электронного баланса и ионно- электронным методом: а) As203 + Н20 + HN03 => H3As04 + NO б) Fe2(S04)3 + AsH4 => As + FeS04 + H2S04 в) КIO3 + Na2S03 + H2SO4 => I2 + Na2S04 + K2S04 + H2O r) KMn04+Ca(NO2)2+H2S04 => CaS04 + Mn(N03)2 +KN03 +K2S04 + H2O д) As203 + I2 + KOH => KI + K3As04 + H20 е) Cr2(S04)3 + Br2 + KOH => K2Cr04 + KBr + K2S04 + H20 ж) KClO3 + I2 + H20 => HI03 +KC1 з) Zn + HN03 => Zn(N03)2 +NH4N03 + H2O и) Ag + HN03 => NO2 +AgN03 + H20 к) Bi + HNO3 => Bi(NO3)2 + NO + H2O л) Ca(OH)2 + Cl2 => Ca(ClO)2 +CaCl2 + H2O м) K2Cr207 + С2H4(OH)2 + H2S04 => Cr2(S04)3 + (COOH)2 K2S04 + H20 н) V2S3 + KMn04 + HC1 => Н6V10O28 + S + MnCl2 + KC1. + H20 Методические рекомендации: По среде данной задачи определить выработки окисления и восстановления и по известным методам поставить коэффициенты. Основная литература: [4] осн. [230-262], [6] осн. [256-305] Дополнительная литература: [7] доп. [154-167], [11] доп. [32-42]. Контрольные вопросы: 1. Что такое валентность и уровень окисления? 2. Виды окислительно- восстановительных реакции. 3. Укажите важные окислители и восстановители. 4. Методы уравнения окислительно- восстановительных реакции? № 7 практическое занятие. Ряд напряжений металлов и гальванический элемент. Электролиз растворов солей. Основы электрохимии. Задание. 1. Какая из этих металлов может составить электронную пару с никелем: Fe, Ag, Mg, Cu, Pb? 2. С каким из этих металлов цинк может составить гальванический элемент с наивысшей ЭДС: Sn, Co, Al, Ni, Ag, Au? 3. 0, 01 М CuSO4 Определите электродный потенциал меди. E˚ Cu2+/Cu = +0, 34B. 4. Вычислить электродный потенциал серебра при температуре 298 К. [Ag+] 0, 001моль/л, E˚ Ag+/Ag = +0, 80В. 5. ClO3- +6H+ +6e- → Cl-+3H2O По данной реакции вычислить потенциал равновесия. E˚ Cl03-/Cl- = +1, 45B, [ClO3-] = [Cl-] = 0, 1моль/л, Т=298К, pH=5. 6. Вычислить ЭДС гальванического элемента цинк - олово. E˚ Zn2+/Zn = -0, 76 B, E˚ Sn2+/Sn = -0, 14 B. 7. Ni + Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb Составить схему гальванического элемента по данной реакции. Напишите реакции проходящие в катоде и аноде. Вычислить ЭДС при [Ni2+] =0, 01 моль/л; [Pb2+] =0, 0001 моль/л. E˚ Ni2+/Ni = -0, 25 B; E˚ Pb2+/Pb = -0, 13 B. 8. Какие вещества выделятся при электролизе водных растворов данных веществ: а) K2SO4; б) KNO3 и AgNO3; в) CuCl2 и NaCl; г) FeSO4 и FeJ2? 9. Вычислить массу алюминия, полученного в результате электролиза хлорида алюминия в течение 1 часа и при силе тока 10А. 10. Сколько времени потребуется для получения 0, 5 кг твердого натрия с помощью электролиза гидроксида натрия при силе тока 2300А? Расход тока 40%. Какой объём кислорода выделится в результате реакции? Методические рекомендации: При выполнении семинарской работы необходимо изучить закономерности электрохимических реакций. Необходимые сведения можно получить в таблице. Основная литература: [4] осн. [230-262], [6] осн. [256-305] Дополнительная литература: [7] доп. [154-167], [11] доп. [32-42]. Контрольные вопросы: 1. Понятие электродный потенциал? Стандартный электродный потенциал? 2. Что характеризирует ряд напряжений металлов? 3. Что такое гальванический элемент? Уравнение Нернста. 4. Понятие электролиз? Законы электролиза. № 8 практическое занятие. Комплексные соединения. Задание. 1. В данных комплексных соединениях определить заряд комплекса, координационное число комплексообразующих ионов: а) Na[Co(NH3)2(NO2)4]; б) [Cr(H2O)5Cl]Cl2; в) [Pt(NH3)2(H2O)(OH)]NO3. 2. CoClSO4· 5H2O Даны два комплексных соединения с одинаковыми составами. Первый реагирует с BaCl2, но не реагирует с AgNO3. А второй реагирует с AgNO3, но не реагирует с BaSO4. Напишите координационную формулу и уравнения реакции с данными солями. 3. Составить координационную формулу данных соединений: 2NH4Cl· PtCl4; KCl· AuCl3; 2Ca(CN)2· Fe(CN)2; K2C2O4· CuC2O4; (NH4)4· Fe(SO4)2. 4. Составить координационную формулу комплексных соединений: а) тетрацианоцинкат (Ι Ι ) тетрааминомеди; б) калия триоксалатородиат (Ι Ι Ι ); в) бромотетраамминаквахрома (Ι Ι Ι ) хлорид. 5. По методу валентных связей построить схему образования ионов комплексных соединений: а) [AuCl4]-; б) [Co(NH3)6]3+. 6. Построить комплексный ион теорией кристаллического поля: а) [Fe(CN)6]3-; б) [CoCl6]3-. Методические рекомендации: При выполнении данных заданий можно применить теоретический материал о комплексных соединениях. Основная литература: [4] осн. [138-162]. Дополнительная литература: [10] доп. [120-126]. Контрольные вопросы: 1. Комплексные соединения и их виды и свойства. 2. Номенклатура комплексных соединений. 3. Лиганда, координационное число, комплексообразующий ион. 4. Где применяются комплексные соединения?
Планы практических занятий Задание: 1. Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химий. Элемент, атом, молекула, молекулярная масса, моль. 2. Эквивалент. Законы: сохранения энергий, постоянства состава, кратных отношений, обьемных отношений, эквивалентов и закон Авогадро. 3. Химические связи. Виды химических связей. Валентная связь. Метод молекулярной орбиталей. 4. Закономерности химических процессов. Химическая кинетика. Химическая ровновесие. Принцип Ле – Шателье. 5. Растворы. Виды обозначения концентрации растворов. Законы Рауля. Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Водородный показатель. Гидролиз солей. 6. Окислительно - востановительные реакции 7. Ряд напряжений металлов и гальванический элемент. Электролиз растворов солей. Основы электрохимии 8. Комплексные соединения. 2.5. Планы занятий в рамках самостоятельной работы студентов под руководством преподавателя (СРСП).
Задания №1 1. Произвести расчеты по химическим уравнениям. 2. Составить уравнение реакции соответствующих свойствам основных классов неорганических соединений. Формы проведения: собеседование, решение задач. Методические рекомендации: рассмотрев классификацию неорганических соединений, привести примеры, доказывающие их химические свойства. Основная литература: [1] Дополнительная литература: [6]; [8]. Задания №2 1. Определение относительных молекулярных масс веществ. 2. Вычисление молярных масс, эквивалентных масс кислот, оснований, солей. Формы проведения: собеседование, решение задач. Методические рекомендации: Выполнение задания заключается в следующем: а)уметь применить основные законы химии для решения задач. Основная литература: [1] Дополнительная литература: [6]; [8].
Задания №3 1. Решение задач на уравнение Менделеева-Клапейрона, газовые законы(Авогадро и следствия). Формы проведения: решение задач, индивидуальные карточки. Методические рекомендации: Выполнение задания заключается в следующем: а)уметь применить газовые законы, знать их следствия. Основная литература: [1] Дополнительная литература: [6]; [8]. Задания №4 1. Составить электронные конфигурации элементов периодической системы Д.И.Менделеева. 2. Определение валентных возможностей атомов в различных состояниях. Формы проведения: решение задач, индивидуальные карточки. Методические рекомендации: Выполнение задания заключается в следующем: а) написать электронные формулы указанных элементов в основном и возбужденном состоянии; б) определить семейство элементов; в) подчеркнуть валентные электроны; г) написать электронно-графические формулы для валентных электронов в основном и возбужденном состояниях; д) определить возможные степени окисления и привести примеры соединений в этих степенях окисления. Основная литература: [1] Дополнительная литература: [6], [8] Задания №5 1. Объяснить периодическую повторяемость свойств элементов с точки зрения электронных конфигураций. 2. Решение практических задач. Формы проведения: решение задач, индивидуальные карточки. Тесты. Методические рекомендации: Выполнение заданий заключается в следующем: а) сравнить изменения радиусов элементов; б) металлических-амфотерных-неметаллических свойств; в) электроотрицательности, энергии ионизации. Основная литература: [4] Дополнительная литература: [9].
Задания №6 1. Объяснить, что такое химическая связь. 2. Причины ее образования. Разбор молекул методом ВС. Формы проведения: собеседование, решение задач, тесты. Методические рекомендации: Для выполнения задания необходимо: а) описать различные типы химической связи; б) составлять схемы молекул по методу ВС. Основная литература: [4] Дополнительная литература: [9].
Задания №7 1. Образоваие химической связи методом МО. 2. Решение практических задач. Формы проведения: собеседование, решение задач. Методические рекомендации: Для выполнения заданий необходимо: а) составлять схемы молекул по методу МО; б) определять порядок связи, кратность связи и другие параметры. Основная литература: [4] Дополнительная литература: [9].
Задания №8 1. Расчет по термодинамическим уравнениям. 2. Вычисление практических задач с испоьзованием законов Гесса и Гиббса. Формы проведения: собеседование, индивидуальные карточки. Методические рекомендации: Для выполнения заданий необходимо знать: а) закон Гесса и Гиббса; б) стандартную теплоту образования химического соединания; в) что такое энтальпия и энтропия. Основная литература: [4] Дополнительная литература: [8], [9].
Задания №9 1. Вывод скорости химической реакции с использованием закона действующих масс. 2. Использование правила Вант-Гоффа в решении задач. 3. Определять направление химической реакции по правилу Ле-Шателье. Формы проведения: решение задач, индивидуальные карточки. Методические рекомендации: Для выполнения заданий необходимо: а) уметь составлять выражение скорости химической реакции; б) уметь применять правило Вант-Гоффа в решении практических задач; в) определять направление химической реакции применяя правило Ле-Шателье. Основная литература: [4] Дополнительная литература: [8], [9].
Задания №10 1. Решение практических задач с использованием различных способов выражения концентрации растворов. 2. Применение законов Рауля в решении задач. Формы проведения: решение задач, индивидуальные карточки. Методические рекомендации: Для выполнения заданий необходимо применять: а) законы Рауля; б) способы выражения состава растворов. Основная литература: [4] Дополнительная литература: [8], [9].
Задания №11 1. Изучить теорию электролитической диссоциации. Составлять уравнения диссоциации сложных веществ. 2. Ионно-молекулярные уравнения. Диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. Формы проведения: решение задач, индивидуальные карточки. Методические рекомендации: Для выполнения заданий необходимо: а) закон действия масс; б) уметь составлять диссоциацию сложных соединений-кислот, оснований, солей; в) уметь составлять ионно-молекулярные уравнения в молекулярном и ионном видах; г) определять среду в химических реакциях в результате гидролиза солей. Основная литература: [1] Дополнительная литература: [7]; [9].
Задания №12 1. Изучить окислительно-восстановительные свойства элементов периодической системы Д.И. Менделеева. 2. Освоить методику уравнивания ОВР: а) методом электронного баланса, б) методом полуреакций. 3. Составить уравнение ОВР, расставить коэффициенты. Формы проведения: собеседование, решение задач, тесты. Методические рекомендации: Для выполнения задания необходимо самостоятельно просмотреть рекомендуемую литературу по неорганической химии элементов, то есть узнать, какие продукты образуются в данной окислительно-восстановительной реакции (в зависимости от среды). Затем нужно расставить коэффициенты в уравнении одним из известных вам методов. Основная литература: [2], [3] Дополнительная литература: [7], [8], [10]. Задания №13 1. Химические источники электрической энергии. Гальванические элементы. Электродные потенциалы, ряд напряжений металлов. 2. Решить задачи с использованием уравнения Нернста Формы проведения: собеседование, решение задач, тесты. Методические рекомендации: Для выполнения задания необходимо: а) уметь составлять схемы гальванического элемента; б) уметь применить уравнение Нернста для определения потенциала электрода, опущенного в раствор с любой концентрацией. Основная литература: [1], [3], [4] Дополнительная литература: [6], [7], [10]. Задания №14 1. Электролиз. 2. Решить задачи с испоьзованием законов электролиза. Формы проведения: решение задач, индивидуальные карточки, тесты. Методические рекомендации: Для выполнения задания необходимо применить для расчетов законы электролиза Фарадея. При этом в формулы для расчетов вводить эквивалентную массу не всего электролита, а вещества, которое электролитически преобразуется на катоде или аноде (в прикатодном или прианодном пространстве). В некоторых задачах необходимо знание эквивалентных объемов газов. Основная литература: [1], [3], [4] Дополнительная литература: [6], [7], [10]. Задания №15 1. Комплексообразование. Применение теории Вернера в решении практических задач. 2. Определение заряда комплексообразователя, комплексного иона, координационного числа. 3. Диссоциация комплексных соединений. Популярное:
|
Последнее изменение этой страницы: 2016-06-05; Просмотров: 1924; Нарушение авторского права страницы
С и давлени 1, 013 10 
Па. Теплоемкость металла 0, 39 Дж/г К. Вычислить значение Аr для данного металла.
молекул. Вычислить давление внутри сосуда.
. В какой части видимого спектра ионы хромы поглощаются?