Робочий зошит призначений для самопідготовки, виконання контрольної роботи №2, проведення та оформлення лабораторних занять з неорганічної хімії для студентів

Скачати 2.1 Mb.

Назва	Робочий зошит призначений для самопідготовки, виконання контрольної роботи №2, проведення та оформлення лабораторних занять з неорганічної хімії для студентів
Сторінка	18/18
Дата	28.02.2016
Розмір	2.1 Mb.
Тип	Документи

bibl.com.ua > Інформатика > Документи

1 ... 10 11 12 13 14 15 16 17 18

5. Тестовий контроль (приклад):

5.1. Електронна конфігурація атома цинку:

а) 3d¹⁰4s²; б) 3d⁹4s²; в) 3d¹⁰4s¹4p¹.

5.2. Напишіть рівняння реакції:

ZnCl₂ + Na₂CO₃ + H₂O	а) ZnCO₃ + NaCl + NaOH
	б) Zn(HCO₃)₂ + NaCl + CO₂
	в) Zn(OH)₂ + NaCl + CO₂

5.3. Закінчіть рівняння окисно–відновної реакції:

Hg + HNO₃₍_к₎	а) HgO + NO₂ + H₂O
	б) Hg(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O
	в) Hg(NO₃)₂ + NO + H₂O

5.4. Закінчіть рівняння окисно–відновної реакції:

Zn + NaOH + H₂O	а) Na₂[Zn(OH)₄] + H₂
	б) Zn(OH)₂ + Na₂O
	в) NaZnO₂ + H₂ + Na

6. Лабораторна робота.

Дослід 1. Відновні властивості цинку.

У чотири пробірки внесіть по гранулі цинку та додайте в кожну по 8–10 крапель: у першу—води, у другу—0,2Н розчину соляної кислоти, у третю—0,2Н розчин азотної кислоти, у четверту—2Н розчин гідроксиду натрію. Вміст пробірок нагрійте до кипіння. Відмітьте, що відбувається в кожній пробірці. Напишіть рівняння реакцій, враховуючи, що в розчинах кислот катіон цинку існує у вигляді аква–, а в розчинах лугів — у вигляді гідроксокомплексів з координаційним числом 4. Продуктом відновлення розведеної азотної кислоти цинком є оксид азоту(І).

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 2. Одержання та властивості гідроксидів цинку та кадмію.

В одну пробірку внесіть 3–4 краплі 2Н розчину хлориду цинку, у другу — стільки ж 2Н розчину сульфату кадмію. У кожну пробірку додайте краплями 0,5Н розчин гідроксиду натрію до утворення осаду. Потім вміст кожної пробірки поділіть на дві частини. Випробуйте відношення гідроксидів до 0,2Н розчинів соляної кислоти та гідроксиду натрію. Напишіть рівняння реакцій в іонній та молекулярній формах.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 3. Одержання оксидів ртуті(І) та ртуті(ІІ).

У пробірку внесіть 2–3 краплі 2Н розчину нітрату ртуті(І), у другу — стільки ж крапель 2Н розчину нітрату ртуті(ІІ). Додайте в кожну пробірку 2–3 краплі 2Н розчину гідроксиду натрію. Відмітьте колір утворених осадів. Напишіть відповідні рівняння реакцій.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 4. Окислювальні властивості солей ртуті (ІІ).

У пробірку внесіть 2-3 краплі 2Н розчину нітрату ртуті (ІІ), додайте 3-4 краплі 0,5Н розчину хлориду олова (ІІ). Відмітьте утворення білого осаду хлориду ртуті (І) Hg₂Cl₂. Поясніть, чому через 3-4 хвилини осад потемнів. Напишіть рівняння реакції утворення хлориду ртуті (І) і його диспропорціонування.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 5. Гідроліз солей цинку та кадмію.

На смужку універсального індикаторного паперу нанесіть по краплі 0,2Н розчину солей цинку та кадмію. Визначте рН розчинів солей. Напишіть рівняння реакцій гідролізу в іонній та молекулярній формах.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 6. Комплексні сполуки цинку, кадмію та ртуті(ІІ).

а) У першу пробірку внесіть 2–3 краплі 2Н розчину солі цинку, у другу — 2–3 краплі 2Н розчину кадмію. У кожну пробірку додайте краплями 2Н розчин аміаку до утворення осадів гідроксидів. Потім додайте в обидві пробірки концентрований розчин аміаку до розчинення осадів. Напишіть рівняння реакцій в іонній та молекулярній формах, враховуючи, що координаційне число цинку дорівнює 4, а кадмію — 6.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
б) У пробірку внесіть 2–3 краплі 2Н розчину нітрату ртуті(ІІ) та додайте краплями 0,5Н розчин йодиду калію до утворення осаду йодиду ртуті(ІІ). Відмітьте колір осаду. Додайте надлишок розчину йодиду калію до розчинення осаду. Напишіть рівняння реакцій одержання йодиду ртуті(ІІ) та його розчинення з утворенням комплексної солі, враховуючи, що координаційне число ртуті(ІІ) дорівнює 4.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Дослід 7. Утворення амідохлориду ртуті(ІІ).

У пробірку внесіть 2–3 краплі 2Н розчину хлориду ртуті(ІІ) та додайте 3–4 краплі 2Н розчину аміаку. Відмітьте колір утвореного осаду. Напишіть рівняння реакцій одержання амідохлориду ртуті(ІІ).

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________________________________________________________
“Зараховано”
„____”_________________200__р. ______________________

^{(підпис викладача)}

Екзаменаційні питання з неорганічної хімії

Аміак, гідразин, гідроксиламін. Характерні реакції: приєднання, заміщення, окислення. Електронні аналоги аміаку та їх термодинамічна стійкість (метод Марша).
Берилій. Амфотерність берилію, його оксиду та гідроксиду. Аква– та гідроксокомплекси. Схожість берилію з алюмінієм (діагональна схожість), її причини.
Бор. Загальна характеристика. Оксид бору. Кисневі сполуки бору; солі борних кислот та їх поведінка в водних розчинах. Тетраборат натрію (бура).
Буферні розчини. Основні типи буферних систем. Навести приклади. Механізм їх дії.
Водневий показник; його розрахунки для розчинів сильних та слабких електролітів (кислот, основ). Оцінка кислотності середовища і її біологічне значення.
Галогени як прості речовини. Їх окисно – відновні властивості. Утворення галогеноводнів. Іонні та ковалентні галогеніди. Їх відношення до води та окисників.
Гідриди та аміди лужних металів, їх основні властивості. Реакції виявлення катіонів Na⁺, K⁺. Використання сполук літію, натрію та калію в медицині та фармації.
Гідроліз галогенів. Взаємодія хлору з лугами за різних температур. Солі кисневмісних кислот хлору. Використання в медицині та санітарії
Гіпо–, гіпер– та ізотонічні розчини. Наведіть приклади; використання в медицині. Роль осмосу та осмотичного тиску в біологічних системах.
Дисоціація води. Константа дисоціації та іонний добуток води. Характеристика pH середовища.
Добуток розчинності важкорозчинних електролітів. Умови осадження та розчинення осаду електролітів.
Другий закон Рауля. Використання методів кріоскопії та ебуліоскопії для встановлення молекулярних мас розчинних речовин.
Енергія активації. Залежність енергії активації хімічної реакції від природи реагуючих речовин та механізму перебігу реакції. Теорія активних зіткнень молекул та перехідного стану
Загальна характеристика VIII В підгрупи. Валентні стани заліза, кобальту та нікелю. Карбоніли заліза, кобальту та нікелю; отримання властивості
Загальна характеристика водню. Місце водню в періодичній системі. Реакції водню з киснем, галогенами, активними металами та оксидами.
Загальна характеристика галогенів. Особливості фтору як найбільш електронегативного елементу. Фтороводень.
Залізо. Сполуки заліза (ІІ). Сіль Мора. Ком плексні сполуки заліза (ІІ) з ціанід–, тіоціанат– іонами, диметилгліоксимом, порфіринами. Гемоглобін. Біологічне значення.
Золото. Відношення золота до гарячої селенової кислоти та “царської водки”. Окисні властивості золота (ІІІ). Комплексні сполуки. Біологічна роль сполук золота та використання їх в медичній практиці.
Золото. Сполуки золота (І) та (ІІІ), їх окисні властивості. Комплексні сполуки. Використання сполук золота в медичній практиці.
Іонний зв’язок та його властивості. Водневий зв’язок та його типи. Роль водневого зв’язку в біологічних системах.
Квантові числа, їх характеристика та значення, які вони можуть приймати. Написати електронно – графічні формули атомів магнію, кисню, хрому. Вказати валентні електрони.
Кобальт та нікель. Хімічна активність. Сполуки кобальту (ІІ), (ІІІ) та нікелю (ІІ). Окисно – відновні властивості. Гідроліз солей. Комплексні сполуки. Біологічна роль.
Ковалентний зв’язок. Метод валентних зв’язків. Обмінний та донорно – акцепторний механізми утворення ковалентного зв’язку. Властивості ковалентного зв’язку.
Комплексні сполуки міді (ІІ) з аміаком, амінокислотами та багатоатомними спиртами. Окисні властивості міді (ІІ). Біологічна роль сполук міді
Магній. Оксид та гідроксид магнію. Розчинність солей магнію у воді та їх гідроліз. Іон магнію як комплексоутворювач. Хлорофіл.
Марганець. Кислотно – основні властивості оксидів та гідратів марганцю (II), (IV), (VI), (VII).
Марганець. Оксид марганцю (IV). Його амфотерність, окисно – відновна двоїстість, каталітичні властивості. Біологічна роль сполук марганцю; використання в фармацевтичному аналізі.
Масова частка речовини в розчині. Їх зв’язок з молярною та нормальною (еквівалентною) концентрацією розчинів.
Механізм електролітичної дисоціації молекул з іонним та ковалентним зв’язком. Написати вираз константи дисоціації для ортофосфорної кислоти (ступінчасті) та гідрату аміаку.
Мідь. Оксид та гідроксид міді (І). Окисно – відновна двоїстість сполук міді (І). Комплексні сполуки з аміаком, хлорид– та ціанід– іонами. Біологічна роль міді. Використання її сполук в медичній практиці.
Молярна концентрація розчинів. Одиниці її виміру. Титр розчину. Зв’язок з масовою часткою та нормальною (еквівалентною) концентрацією. Встановити молярну та нормальну концентрації 30% розчину H₂SO₄ (густина 1,2г/мл).
Необоротні та оборотні хімічні рівняння. Константа хімічної рівноваги. Напрямок зміщення хімічної рівноваги за принципом Лє – Шательє
Окисно – відновні властивості сполук хрому (II), (III), (VI); їх залежність від рН середовища; хромати та дихромати.
Оксид вуглецю (ІІ). Будова молекули; одержання. Відновні властивості. Комплексоутворююча здатність СО; карбоніли металів. Механізм токсичної дії СО.
Основні положення методу молекулярних орбіталей. Зв’язувальні і розпушувальні молекулярні орбіталі. Енергетичні діаграми. Показати можливість існування молекулярних іонів Не₂⁺.
Основні положення теорії електролітичної дисоціації Арреніуса та її розвиток Каблуковим. Навести вираз ступінчастих констант дисоціації H₃PO₄.
Основні положення теорії комплексних сполук (за Вернером). Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках. Метод валентних зв’язків та теорія кристалічного поля.
Основні положення теорії окисно – відновних реакцій. Найважливіші окисники та відновники. Вплив кислотності середовища, концентрації та температури на характер продуктів реакції та напрямок окисно – відновних реакцій. Суть методу електронного балансу та методу напівреакцій.
Основні положення теорії сильних електролітів. Активність, коефіцієнт активності, іонна сила розчинів сильних електролітів.
Оксиди хрому (II), (III), (VI): їх кислотно – основні та окисно – відновні властивості
Пероксид водню. Кислотні властивості. Окисно – відновна двоїстість. Використання пероксиду водню в медицині та фармації.
Перший закон Рауля. Його використання для встановлення молекулярних мас розчинних речовин.
Платинові метали. Оксиди рутенію та осмію. Комплексні сполуки платини (ІІ) та платини (ІV). Використання як протипухлинних препаратів.
Поняття гідролізу. Механізм гідролізу катіонів, аніонів та сумісний гідроліз. Навести приклади. Особливостей гідролізу солей вісмуту, сурми, олова.
Принципи та правила, що визначають послідовність заповнення атомних орбіталей електронами: принцип Паулі, правило Хунда, правило Клечковського. Електронні та електронно – графічні формули атомів елементів та їх іонів. Приклади.
Реакції катіонів ІІ А підгрупи з комплексоном (на прикладі трилону Б). Твердість води. Методи її усунення. Біологічна роль кальцію; використання сполук магнію, кальцію, барію в медицині та фармації.
Розрахунки рН буферних систем двох типів. Рівняння Гендерсона – Хассельбаха. Механізм буферної дії.
Ртуть. Катіони ртуті (І). Одержання нітратів, галогенідів та оксиду ртуті (І). Амідохлорид ртуті. Хімізм токсичної дії сполук ртуті. Використання сполук ртуті як фармпрепаратів.
Ртуть. Хімічна активність. Сполуки ртуті (ІІ). Нітрати та галогеніди ртуті (ІІ). Розчинність у воді, гідроліз. Оксид ртуті (ІІ). Окисні властивості ртуті (ІІ).
Середня та миттєва (істинна) швидкість реакції. Залежність швидкості реакції від температури. Закон діючих мас.
Сірка. Оксид сірки (VI). Сірчана кислота. Кислотні та окисно – відновні властивості. Дисірчана кислота та її солі. Використання сірки та її сполук у медицині, фармації та фармацевтичному аналізі.
Слабкі електроліти. Константа дисоціації. Ступінь дисоціації та його залежність від концентрації — закон розведення Оствальда.
Сполуки заліза (ІІІ). Характеристика оксиду та гідроксиду заліза (ІІІ). Гідроліз солей. Комплексні сполуки заліза (ІІІ). Якісні реакції на катіони Fe⁺² та Fe⁺³. Біологічна роль та використання у медицині.
Срібло. Окисні властивості срібла (І). Комплексні сполуки з аміаком, тіосульфат– та ціанід–іонами. Біологічна роль сполук срібла та використання в медичній практиці.
Срібло. Оксид срібла (І). Нітрат та галогеніди срібла. Розчинність у воді. Окисна активність срібла (І).
Тепловий ефект процесу розчинення речовин. Фізичні та хімічні явища, які впливають на величину теплового ефекту розчинення.
Термоліз солей азотної кислоти. Термоліз солей амонію. Реакції виявлення іонів NH₄⁺, NO₂^– та NO₃^–.
Типові випадки гідролізу. Ступінь гідролізу. Константа гідролізу. Розрахунки рН у водному розчині солі. Написати іонні та молекулярні рівняння гідролізу сульфіду натрію, нітрату амонію та ацетату алюмінію.
Фізичний зміст константи швидкості. Фактори, від яких залежить константа швидкості. Залежність константи швидкості від температури (рівняння Арреніуса).
Фосфор. Оксиди фосфору, їх взаємодія з водою. Фосфорнуватиста та фосфориста кислоти; окисно – відновні властивості. Ортофосфорна кислота та її солі, розчинність та гідроліз. Дифосфорна кислота.
Хімічні властивості вуглецю як окисника (карбіди) та відновника (оксиди). Карбонати та гідрокарбонати, гідроліз та термічний розклад.
Цинк. Взаємодія з окисниками, простими речовинами та складними (кислоти та луги); цинковмісні ферменти.
Швидкість хімічної реакції. Фактори, які впливають на швидкість гомо– та гетерогенних реакцій. Залежність швидкості реакції від температури (правило Вант – Гоффа).

Література
1. Березан О.В. Енциклопедія хімічних задач. — Тернопіль: Підручники і посібники, 2001.

2. Кукса С.П. 600 задач з хімії. — Тернопіль: Мандрівець, 2000.

3. Амірханов В.М., Білодід О.І., Верховод М.М. та ін.; під ред. Корнілова М.Ю. Хімія: завдання і тести — К.: Школяр, 2000.

4. Хомченко Г.П., Хомченко І.Г. Збірник задач з хімії для вступників до вищих навчальних закладів; Пер. з рос. — К.: Видавництво А.С.К., 2003.

5. Ярошенко О.Г., Новицька В.І. Збірник задач і вправ з хімії. — К.: Партнер, 1996.

6. Кузьменко М.Є., Єрьомін В.В. Хімія. 2400 задач для школярів та абітурієнтів. Пер. з рос. — Тернопіль: Навчальна книга – Богдан, 2001.

7. Лівітін Є.Я., Клюєва Р.Г., Бризицька А.М. та ін. Практикум з загальної і неорганічної хімії. — Харків: Основа, 1998.

ЗМІСТ
Передмова 3

Вступ 4

Оформлення контрольної роботи 5

Тематичні плани лекцій та лабораторних занять 6

ЗАВДАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЬНИХ РОБІТ 7

Розділ 1. s–елементи 7

Розділ 2. р–елементи 12

Розділ 3. d–елементи 43

ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ 54

Правила роботи і техніка безпеки в лабораторії неорганічної хімії 54

Перша допомога при нещасних випадках 56

Комплексні сполуки 57

s–елементи ІА та ІІА груп 60

p — елементи ІІІА групи 64

Елементи IVA групи 68

Елементи VА групи. Нітроген 73

Елементи VА групи. Фосфор. Миш’як. Сурма. Вісмут 76

Елементи VIА групи та властивості їх сполук 80

Елементи VIIА групи. Водень. Галогени. Водневі та кисневі похідні галогенів 84

d–елементи. Елементи VІВ, VIIB груп та властивості їх сполук 87

d–елементи VIIIВ групи 93

Елементи ІВ групи. Властивості їх сполук 98

Елементи ІІВ групи. Властивості їх сполук 101

Екзаменаційні питання з неорганічної хімії 106

Література 109

1 ... 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Схожі:

Над якою працює «Робочий зошит з бухгалтерського обліку для проведення лабораторно – практичних занять»	Методичні рекомендації до виконання контрольної роботи Виконання контрольної роботи студентами заочної форми навчання є складовою частиною навчального процесу, активною формою самостійної...
Тема: Здорова їжа О бладнання: Підручник, робочий зошит, картки для роботи у групах (НО1), для роботи в парах (НО2)	ЗАВДАННЯ І МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ ДО ВИКОНАННЯ КОНТРОЛЬНОЇ РОБОТИ... МЕНЕДЖМЕНТ В ЕКСПЛУАТАЦІЇ БУДІВЕЛЬ: Завдання і методичні рекомендації до виконання контрольної роботи (для студентів 5 курсу заочної...
ТЕМА: Про дружбу ОБЛАДНАННЯ: Підручник, робочий зошит, картки для самостійної роботи (НО1), (НО2)	УРОК 2 Підтема : Лондон / London Обладнання : підручник, робочий зошит, картки із завданнями для самостійної роботи
Завдання для виконання модульної контрольної роботи №2 з дисципліни "Комп'ютерні мережі" Ваші батьки чи знайомі, яке містить не менше трьох кімнат та відрізняється від приміщень, обраних іншими студентами потоку. Орієнтовна...	Завдання для виконання модульної контрольної роботи №2 з дисципліни "Комп'ютерні мережі" Ваші батьки чи знайомі, яке містить не менше трьох кімнат та відрізняється від приміщень, обраних іншими студентами потоку. Орієнтовна...
Л. В. Стецьків АНАЛІТИЧНА ХІМІЯ. КІЛЬКІСНИЙ АНАЛІЗ (для студентів... В. В. Павлюк, д-р хім наук, професор кафедри неорганічної хімії Львівського Національного університету імені Івана Франка	Завдання для виконання модульної контрольної роботи №2 з дисципліни... Ваші батьки чи знайомі, яке містить не менше трьох кімнат та відрізняється від приміщень, обраних іншими студентами потоку. Орієнтовна...

Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання