По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №3.

Самостоятельная работа №3

Разделы «Основные классы неорганических соединений»,

«Номенклатура неорганических соединений»

1. Дайте определение следующим соединениям и приведите в качестве примера по 2 формулы указанных соединений:

а) амфотерный оксид,

б) кислотный гидроксид (кислота),

в) основная соль.

2. Назовите следующие соединения, укажите, к какому классу они относятся:

Сa(HCO₃)₂, H₄SiO₄, Cr(OH)₃, Li₂O, BaMnO₄, H₂Se, NH₄OH, [Al(OH)₂]₂SO₄, Fe(OH)Cl₂, Na₂CrO₄.

3. Определите класс и напишите формулы следующих соединений:

оксид цинка, селеноводородная кислота, гидросульфит аммония, дигидрофосфат кальция, метакремневая кислота, гидрофосфат железа(III), вольфрамовая кислота, гидроксид кобальта(II), хлорид дигидроксосвинца(IV), сульфид алюминия.

4. Взаимодействуют ли с кислотой:

а) амфотерные оксиды,

б) кислотные гидроксиды,

в) основные соли?

Приведите примеры уравнений соответствующих химических реакций и назовите продукты.

5. Какие реакции можно использовать для получения:

6. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно последовательно получить следующие соединения, укажите типы химических реакций:

Zn → ZnCl₂ → Zn(OH)₂ → Na₂[Zn(OH)₄] → ZnSO₄.

Тема 6. Основные закономерности протекания химических процессов

После изучения данного раздела студентам следует знать:

1. Основные типы химических реакций.

2. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и энергия Гиббса.

3. Закон Гесса. Энтальпия образования химических соединений.

4. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.

5. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа.

6. Константу химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

7. Уравнение Аррениуса. Энергию активации.

8. Катализ и катализаторы. Основные области применения катализаторов.

Студенты должны уметь:

1. Определить тепловой эффект химической реакции.

2. Определить возможность или невозможность протекания химических процессов.

3. Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие; направление смещения равновесия под действием тех или иных факторов.

4. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении концентрации вещества или при изменении температуры.

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 калия;

б) гидроксидом хрома и гидроксидом натрия;

в) хлоридом дигидроксоалюминия и соляной кислотой.

Расставьте коэффициенты, укажите признаки  и тип реакций.

2. Пользуясь справочными материалами, рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сжигании 4 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 ее осуществления в стандартных условиях. При какой температуре наступит состояние равновесия в данной реакции?

    4. Как изменится скорость реакции 2NO(газ)+ Cl₂ (газ) =2 NOCl (газ), если концентрация оксида азота(II) будет увеличена в 8 раз?

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

Тема 7. Растворы

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.

По указанной теме необходимо выполнить самостоятельные работы №5, №6.

Самостоятельная работа №5