Примерная тематика самостоятельной работы

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме: «Основные понятия и законы химии».

1. Номенклатура химических соединений[ простые, сложные; оксиды, гидроксиды (кислоты, основания) соли].

2. Классификация химических реакций (соединения, разложения, замещения, обмена, эндо- и экзотермические, окислительно-восстановительные).

3. Атомно-молекулярное учение В.M. Ломоносова. Атом, молекула, химический элемент, относительная атомная и молекулярная масса. Моль. Молярная масса и молярный объём.

4. Закон сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Закон кратных отношений.

5. Газовые законы. Уравнение Клапейрона - Менделеева. Закон Авогадо и его следствия. Относительная плотность газа.

6. Рассчитать элементный состав (в %) сложного веществ(H₃PO₄,CaCO₃,

KAI(SO₄)₂ ∙H₂O).

7. Определить формулу вещества по его составу (40% С; 6,72% H, 53,28% О) и молярной массе (M=I80).

8. Рассчитать исходя из уравнения химической реакции:

а)Какая масса Mg образуется при полном окислении 10²⁵ атомов Mg?

б)Сколько литров CO₂ выделится при действии 600мл (0,5 моль/л) соляной кислоты на 25 гCaCO₃(н.у.)?

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме:

«Эквивалент».

1. Дать определение понятиям эквивалент, молярная масса эквивалента, эквивалентнь объём.

2. Закон эквивалентных отношений, его математические выражения.

3. Как определяется эквивалент и молярная масса эквивалента химического элемента, кислоты, основания, соли, окислителя и восстановителя?

4. Рассчитать эквивалент и молярную массу эквивалента:

а)водорода, кислорода, азота, хлора, фосфора;

б)серной и азотной кислот;

в)гидроксидов натрия, кальция, алюминия;

г)оксидов калия, алюминия, углерода;

д)аммиака;

е)серы IV, хлора VII;

ж) хлорида натрия, сульфата алюминия, фосфата кальция.

5. Определить эквивалент и молярную массу эквивалента железа, если

а)5,6 г металла реагирует со 100 г раствора соляной кислоты (7,3%);

б)5,6 г металла реагирует со 100 мл раствора азотной кислоты (3 моль/л)

6. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объём выделившегося водорода (н.у.)

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: «Скорость химической реакции и химическое равновесие».

1. Что называется скоростью химической реакции? От каких факторов это зависит?

2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс (кинетический). Приведите примеры реакций.

3. Каков физический смысл константы скорости химической реакции? От каких факторов она зависит?

4. Как скорость реакции зависит от температуры? Правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса. Энергия активации.

5. Катализ, катализаторы, механизм их действия. Примеры гомогенных и гетерогенных каталитических реакций.

6. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие, его свойства. Закон действующих масс (термодинамический).

7. Факторы, влияющие на величину константы равновесия.

8. Напишите выражения константы равновесия для реакций:

2SO₂ + O₂ ↔ 2 SO₃; ∆H= -791, 6 кДж 4 4NH₃ + 3O₂ ↔ 2N₂ + 6H₂O; ∆H= 76,6 к Дж

Какие условия способствуют увеличению выхода продукта реакции?

9.В каком направлении сместится равновесие: 2СО(г)+O₂(г)↔2 СО₂(г); ∆H= -566 кДж N₂(г)+О₂(г)↔2NO(г) ∆H= 180 кДж

а)пониженной температуры;

б)при повышениях давления?

Напишите выражения константы химического равновесия доля указанных реакций.

10.Как изменится скорость реакции окисления NO кислородом, если давление увеличить в 4 раза (реакция протекает в замкнутом сосуде)?

11.Во сколько раз уменьшится скорость реакции, если температуру газовой смеси понизить от 140° до 100°? Температурный коэффициент реакции равен 3.

12.Равновесные концентрации веществ в обратимой реакции N₂+ 3H₂ ↔ 2NH₃

составляют (моль/л): [ N₂]=4; [Н₂]=9; [NН₃]=6. Вычислите исходные концентрации азота и водорода и константу равновесия.

Растворы электролитов.

1. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса.

2. Неподчинение растворов электролитов законам Вант-Гоффа и Рауля. Изотонический коэффициент.

3. Количественные характеристики электролитов: степень диссоциации, произведение растворимости электролита.

4. Зависимость степени диссоциации от природы растворённого вещества, растворителя, температуры, концентрации, добавления одноимённого иона.

5. Слабые электролиты. Применение закона действующих масс (термодинамический) к разбавленным растворам слабых электролитов.

6. Взаимосвязь степени и константы диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

7. Сильные электролиты. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Почему у сильных электролитов степень диссоциации не равна единице?

8. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1л 0,005М раствора уксусной кислоты добавить 0,05 ацетата натрия (Ксн₃соон = 1,8∙10^-5).

9. Раствор содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды, кристаллизуется при

- 0,13⁰C. Вычислить каждую степень диссоциации соли.

10. Вычислить ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем 0,01 моль/л Ca(NO₃)₂и 0,01 моль/л СаС1₂.

Гидролиз.

1. Какую реакцию среды показывают водные растворы различных солей? Почему?

2. Что называется гидролизом соли?

3. В чем сущность гидролиза солей?

4. Что называется степенью гидролиза и от чего она зависит?

5. Какие соли подвергаются гидролизу?

6. Какие соли гидролизуются по аниону? Почему? Привести примеры таких солей.

7. Какие соли гидролизуются по катиону? Почему? Привести примеры таких солей.

8. Какие соли гидролизуются по катиону и по аниону? Привести примеры таких солей.

9. Для каких солей гидролиз протекает необратимо? Приведите примеры таких солей.

10. Какие соли не гидролизуются? Почему?

11. Какие соли гидролизуются ступенчато? Приведите примеры таких солей.

12. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей нитрата меди (II), фосфата калия, карбоната аммония, сульфата никеля, хлорида, кобальта, сульфата железа (II), ацетата натрия, нитрата магния, сульфита хрома (III), сульфита аммония, карбоната железа (III).

13. Сливают растворы:

а)сульфата алюминия и карбоната натрия.

б)нитрата хрома (III) и сульфида калия.

Напишите уравнения реакций.

14. Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1 M растворе.

15. Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза в

0,01Mрастворе и рН раствора.

14. Сравнить степень гидролиза соли и рН среды в 0,01М и 0,001М раствора цианида калия.

Вопросы и задачи для самоподготовки по теме: «Буферные растворы»

1. Какие растворы называются буферными? Примеры буферных растворов. Механизм действия буерных растворов.

2. Вывести формулу для расчёта рН кислотных буферных растворов.

3. Вывести формулу для расчёта рН основных буферных растворов.

4. Перечислить основные свойства буферных растворов.

5. Дать определение понятию «буферная ёмкость». Указать формулу для расчёта буферной ёмкости растворов.

6. Какие факторы влияют на буферную ёмкость растворов?

7. На основе анализа формулы для расчёта рН буферных растворов показать, почему не изменяется концентрация водородных ионов при введении в систему определённых количеств кислоты или щёлочи, а также при разбавлении.

8. Показать на примере ацетатного буферного раствора, как по формуле определить отношение концентрации кислоты, концентрации её соли для получения буферного раствора с заданным значением рН.

9. Роль буферных растворов в биологических системах.

10. Для восполнения недостатка протеина в рационе жвачных животных используют гидроксид и хлорид аммония. Вычислить рН и рОН буферного раствора, состоящего из 0,15 моль хлорида аммония.

11. Смешано 150 мл раствора уксусной кислоты (C=1,4 моль/л) и 200 мл ацетата натрия (C=1 моль/л). Рассчитать рН буферного раствора.pKа=4,75.

12. Имеется 1л ацетатной буферной системы содержащей по 1 моль кислоты и её соли. К этому раствору прилили 100мл соляной кислоты (С=2 моль/л). Как изменится рН буферной системы? Рассчитать буферную ёмкость.

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]SO₄ Na₃[Co(NO₃)₆]

12.Сколько ионов образуется при растворении в воде комплексных соединений, имеющих состав:PtCl₄NH₃;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 вNa₂S,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.