- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
Кислота Анион
бескислородная …ид
…н(ая), …ов(ая), …ев(ая) …ат
…оват(ая) гипо…ат
…ист(ая) …ит
…оватист(ая) гипо…ит
Если катионом соли является ион металла, способного проявлять переменную степень окисления, в названии катиона римской цифрой в круглых скобках указывается значение степени окисления.
Пример. Названия солей.
КСN – цианид калия;
CaCO3 – карбонат кальция;
Na2SO4 – сульфат натрия;
Na2SO3 – сульфит натрия;
KClO4 – перхлорат калия10;
KClO3 – гипохлорат калия;
KClO2 – хлорит калия;
KClO – гипохлорит калия;
Fe(NO3)3 – нитрат железа (III);
Fe(NO3)2 – нитрат железа (II).
В названиях кислых солей к названию аниона добавляют приставку “гидро” и, если нужно, соответствующее числительное (моно-, ди-, три- и т.д.), обозначающее число атомов водорода. Например, СаНРО4 – моногидрофосфат кальция, Са(Н2РО4)2 – дигидрофосфат кальция.
Названия основных солей образуются аналогично – путём добавления приставки “гидроксо” и соответствующего числительного. Например, FeOH(NO3)2 – моногидроксонитрат железа (III), Fe(OH)2NO3 – дигидроксонитрат железа (III).
6. Амфолиты.
Амфолиты – это вещества, которые могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований. Типичными амфолитами являются амфотерные
гидроксиды металлов – гидроксиды, образованные металлами с промежуточными значениями степени окисления: +4, +3, иногда +2.11).
Пример. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.
Так как Al(OH)3 – амфотерный, он способен реагировать и с кислотами, и с основаниями:
2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O – проявление основных свойств;
Al(OH)3+KOH=K[Al(OH)4] 12) – проявление кислотных свойств.
7. Комплексные соединения.
Комплексные соединения – это соединения, при первичной диссоциации которых образуются комплексные ионы. Например, комплексное соединение K3[Fe(CN)6] диссоциирует, образуя комплексный ион [Fe(CN)6]3- согласно уравнению: K3[Fe(CN)6]=3K++[Fe(CN)6]3-.
Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
из центрального иона, называемого комплексообразователем, и других ионов или
нейтральных молекул, химически связанных с комплексообразователем, называемых лигандами. Число лигандов в комплексе называется координационным числом комплексообразователя. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.
Комплексный ион в комплексном соединении образует внутреннюю координационную сферу, остальные ионы составляют внешнюю сферу. Например, в комплексном соединении K3[Fe(CN)6] комплексный ион [Fe(CN)6]3-, состоящий из комплексообразователя – иона Fe3+ и лигандов – ионов CN-, является внутренней сферой соединения, а ионы К+ образуют внешнюю сферу.
10) Исключение из правил. Соли хлорной HClO4 и марганцовой HMnO4 имеют не номенклатурные, а традиционные названия: перхлораты и перманганаты.
11) Амфотерные гидроксиды со степенью окисления металла, равной +2, следующие: Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Zn(OH)2.
12) При взаимодействии амфотерных гидроксидов с основаниями в водных растворах образуются комплексные соединения.
Названия комплексных соединений, так же как и названия обычных веществ, образуются из русских названий катионов и латинских названий анионов; так же как и в обычных веществах, в комплексных соединениях первым называется анион. Если анион является комплексным, его название образуется из названия лигандов с окончанием “о” (Сl- - хлоро, ОН- - гидроксо и т.п.) и латинского названия комплексообразователя с суффиксом “ат”; число лигандов как обычно указывается соответствующим числительным. Если комплексообразователь является элементом, способным проявлять переменную степень окисления, численное значение степени окисления, как и в названиях обычных соединений, указывается римской цифрой в круглых скобках.
Пример. Названия комплексных соединений с комплексным анионом.
K[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат калия;
Na3[CrCl6] – гексахлорохромат (III) натрия;
K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия;
Fe4[Fe(CN)6]3 – гексацианоферрат (II) железа (III)13).
Комплексные катионы в подавляющем большинстве случаев в качестве лигандов содержат нейтральные молекулы воды Н2О, называемые “аква”, или аммиака NH3, называемые “аммин”. В первом случае комплексные катионы называются аквакомплексами, во втором – аммиакатами.
Название комплексного катиона состоит из названия лигандов с указанием их количества и русского названия комплексообразователя с обозначенным значением его степени окисления, если это необходимо.
Пример. Названия комплексных соединений с комплексным катионом.
[Zn(NH3)4]SO4 – сульфат тетрамминцинка;
[Cu(NH3)4](OH)2 – гидроксид тетрамминмеди (II);
[Cr(H2O)6]Cl3 – хлорид гексаквахрома (III).
Комплексы, несмотря на их устойчивость, могут разрушаться в реакциях, при которых происходит связывание лигандов в ещё более устойчивые, слабодиссоциирущие соединения.
Пример. Разрушение гидроксокомплекса кислотой вследствие образования слабодиссоциируюших молекул Н2О.
K2[Sn(OH)4]+2H2SO4=K2SO4+SnSO4+2H2O.