Методичні вказівки розроблені як допоміжний матеріал до основної навчальної літератури з неорганічної та біонеорганічної хімії (лабораторний практикум із неорганічної хімії для студентів, що проходять підготовку за спеціальностями агрохімія і грутознавство, агрономія, захист рослин, плодоовочівництво і містять контрольні завдання для самостійної роботи під керівництвом викладача та перевірки знань до кожної теми за модульно-рейтинговою системою, а також включають теоретичний матеріал.

Для активізації навчального процесу й кращого засвоєння матеріалу в даних вказівках до тем, які запропоновані для самостійної роботи під керівництвом викладача, використані орієнтири трьох типів:

Ø Що треба знати;

Ø Що треба вміти;

Ø Про що треба мати уявлення.

Контрольні завдання побудовані таким чином, щоб якомога більше заохотити студентів до самостійного виконання завдань і частково містять питання основного базового матеріалу з неорганічної хімії, а також питання курсу неорганічної та біонеорганічної хімії, які професійно орієнтовані до спеціальності.

Ці методичні вказівки рекомендуються для студентів вище перелічених спеціальностей, а також для студентів факультетів ветеринарної медицини, якості й безпеки продукції АПК, здоров'я дрібних тварин.

1 .Основні положення неорганічної та біонеорганічної хімії.

1.1. Основні поняття і закони хімії

Методичні поради щодо виконання самостійної роботи.

Що треба знати:

Ø Визначення понять: "атом", "молекула", "проста та складні речовини", "атомна та молекулярні маси", "моль та молярний об'єм", "валентність", "еквівалент".

Ø Зміст основних законів хімії: "закон збереження маси й енергії", "закон взаємозв'язку маси та енергії за А. Ейнштейном", "закон сталості складу хімічних сполук", "закон кратних відношень, як вияв закону переходу кількісних змін у якісні", "закон Авогадро та висновки з нього", "закон еквівалентів".

Що треба вміти:

Ø Вільно оперувати хімічними поняттями й термінами;

Ø Розглядати закони хімії з точки зору атомно-молекулярного вчення;

Ø Практично застосовувати знання законів хімії у вирішенні задач.

Про що треба мати уявлення:

Ø Історичні відомості про розвиток хімії як науки;

Ø Найважливіші відкриття в хімії та видатні вчені.

Необхідний матеріал із курсу неорганічної та біонеорганічної хімії можна засвоїти при використанні основної рекомендованої літератури [1-3], лабораторного практикуму [4,5], а також, додаткової [6-8].

У хімічних розрахунках використовується кількість речовини - моль. Масу одного моль речовини досить просто вирахувати, якщо відома формула речовини, оскільки чисельно маса 1 моль співпадає з молекулярною масою. Наприклад, 1 моль Н2 – 2 г; НNO3 – 63 г і т. д.

Один моль будь-якої речовини містить 6,02·1023 молекул (число Авогадро), але маса одного моль різних речовин - різна.

Моль будь-якої газоподібної речовини за нормальних умов (н. у.) займає об'єм 22,4 л.

Контрольні завдання:

1. Визначити відносну молекулярну масу речовини й вказати сумарне число атомів у цій сполуці.

Приклад: Нітрит кальцію – Са(NO2)2;

Mr = ArCa + 2(ArN + 2ArO) = 40 + 2(14 + 2·16) = 136

Сумарне число атомів: 1Ca + 2(1N + 2·О) = 7

Приклад: Н2, SO2, О, PO43-.

Н2 – молекула, проста речовина; SO2 – молекула сульфур (IV) оксиду, складна речовина; О – атом оксигену; PO43- – фосфат-аніон, частинка складної речовини.

1.1. Cl2, SO3, SO32-, HCl. 1.5. Fe, Na2SO4, O3, NO3-.

1.2. N2O, O2, CuSO4, S2-. 1.6. Cu, OF2, NO2-, NaCl.

1.3. SO42-, S, P2O5, Ca3(PO4)2. 1.7. F2, NiO, ClO3-, CuO.

1.4.  Cl-, H2O, Ar, FeS2.

3. Написати формулу сполуки і вказати масову частку елемента (у відсотках із точністю до десятих).

Приклад: Гідроксид кальцію – Са(OН)2;

Mr = ArCa + 2(ArО + ArН) = 40 + 2(16 + 1) = 74

Mr (Са(OН)2) – 2 ·ArО;

Mr (Са(OН)2) = 74 – 100 %

2 ·ArО = 2·16 – Х % %

Приклад: Відносна молекулярна маса H2SO4:

Mr(H2SO4) = 1 · 2 + 32 + 4 · 16 = 98 г

Молекулярна маса SO3:

Mr(SO3) = 32 + 3 · 16 = 80 г

Масова частка:

Приклад: O2, КОН, N2O, Na2PbO2;

2·16 = 32; Mr(КОН) = ArK + ArО + ArН = 39 + 16+ 1 = 56;

Mr(N2O) = 2·ArN + ArО = 2·14 + 16 = 44;

Mr(Na2PbO2) = 2·ArNa + ArPb + 2·ArO = 2· 23 + 207 + 2·16 = 285.

5.1. Н2, ВеО, NН4NО3, Н2С2О4·2Н2О;

5.2. Н2 SO4, V2О5, F2, КАl(SO4)2·12Н2О;

5.3. SCl2, НСN, СО2, ВаСl2·2H2O;

5.4. Fe(OH)3, АsH3, NH4NO2, Са3(PO4)2;

5.5. Ті(SO4)2, SO3, Н2О2, NaCl·HCl;

5.6. КСlO4, Н3ВО3, Na2CO3,·NaHCO3·2H2O;

5.7. Н2S, Сr2S3, СаН2, СО(NH2)2.

6. Яка валентність (ступінь окиснення) елементу в сполуці?

Приклад: етан С2Н6 – кисень О2; Mr(С2Н6) = 28; Mr(О2) = 32;

Разів.

7.1. озон О3 – кисень О2; 7.5. бром Вr2 – фтороводень НF;

7.2. водень Н2 – хлор Сl2; 7.6. силан SіН4 – кисень О2;

7.3. азот N2 – етилен С2Н4; 7.7. метан СН4 – фосфін РН3.

7.4. амоніак NH3 – сірководень Н2S;

8. Визначте найпростішу формулу сполуки такого складу (в процентах за масою): Приклад: Калій – 39,7%, Манган – 27,9%, Оксисен – 32,4%.

Ar(K) = 39, Ar(Mn) = 55, Ar(O) = 16. KxMnyOz:

Остаточна формула: K2MnO4.

8.1. сульфур - 94,11%, 8.5. карбон – 27,27%,

Гідроген – 5,88%; оксисен – 72,73%.

8.2. нітроген – 30,43%, 8.6. фосфор – 43,66%;

Оксисен – 69,57%; оксисен – 56,34%.

8.3. натрій – 57,5%, 8.7. карбон – 75,0%;

Оксисен – 40,0%, гідроген – 25,%

Гідроген – 2,5%;

8.4. оксисен – 40,0%,

купрум – 40,0%,

сульфур – 20,0%.

9. Обчисліть масову частку оксигену в сполуці:

Приклад: NaClO3; Mr(NaClO3) = ArNa + ArCl+ 3·ArO = 23 + 35,5 + 3·16 = 106,5;

.

9.1. SO2, Na2S2O3; 9.5. N2O3, МgCl2·6H2O;

9.2. Са(ОН)2, Н2О; 9.6. LiNO3·3H2O, НРО3;

9.3. N2O, (NH4)2CO3; 9.7. Н4Р2О7, Аl(OH)3.

9.4. NH4NO3, NO2;

10. Визначити валентність або ступінь окиснення елементів у наступних сполуках:

Приклад: Cr2O3. Кисень (О) в сполуках має валентність ІІ, в оксидах проявляє ступінь окиснення 2-. У формулі три атоми кисню 3 · (2-) = -6. Сума негативних зарядів = -6. У сполуці сума негативних зарядів дорівнює сумі позитивних зарядів. Маємо два атоми хрому: 2·Х = 6; Х = 3. Ступінь окиснення хрому = 3+. .

10.1. СI2O7, Н2Se, SiH4, СuS; 10.5. MoO3, P2O3, OF2, Mn2O7;

10.2. АuCl3, Ва2Si, GeO2, VCl4; 10.6. Ba2Si, B2O3, CuCl, PH3;

10.3. МnO, Мn2O3, АlBr3, АlN; 10.7. Bi2S3, SbCl5, PbI2, CH4.

10.4. AgCl, Cr2S3, TeO2, Ca3N2;

11. Вкажіть ступінь окиснення над символами елементів і складіть формули таких сполук:

Приклад: H2SxO3. Кисень проявляє ступінь окиснення 2-, водень 1+: . У формулі три атоми кисню 3 · (2-) = -6. Сума негативних зарядів = -6. Сума негативних зарядів дорівнює сумі позитивних зарядів: 2·(1+) + Х = 6; Х= 4. Ступінь окиснення сірки = 4+. .

11.1. NaxPVO3, CrVIOy; 11.5. Cax(PO4)2, NazРV2О7;

11.2. KCrIIIOx, VIIIx(SO4)3; 11.6. Aly(HPO4)3, CrIII(NVOy)3;

11.3. Cax(PO4)2, CIVOy; 11.7. LiVVyO8, ClIxO.

11.4. CrIII(BIIIOz)3, NIII2Oy;

12. Визначити ступінь окиснення елементу в сполуках:

12.1. оксигену – NaClO, OF2, BaO2;

12.2. фосфору – HPO3, H3PO4, HPF6;

12.3. сульфуру – Na2S, Na2S2O3, Na2SO4;

12.4. силіцію – SiH4, SiO2, H2SiO3;

12.5. хрому – K2Cr2O7, Cr(OH)3, K2CrO4;

12.6. феруму – FeCO3, Fe2O3, Fe(OH)3;

12.7. калію – K2S2O5, K2Cr2O7, KMnO4.

1.2. Будова атома. Періодичний закон та періодична система Елементів Д. І. Менделєєва. Хімічний зв'язок і будова молекул.

Що треба знати:

Ø Сучасні уявлення про будову атома;

Ø Поняття про орбіталі, геометричні форми орбіталей;

Ø Квантові числа, їх зміст; принцип Паулі;

Ø Енергетичні рівні та підрівні;

Ø Електронні формули атомів, правило Хунда, правило Клечковського;

Ø Валентні електрони атома; нормальний та збуджений стан;

Ø Валентність атома; кількісна характеристика валентності;

Ø Ступінь окиснення елемента.

Ø Взаємозв'язок періодичного закону Д. І.Менделєєва та властивостей хімічних елементів;

Ø Основні закономірності зміни хімічних властивостей елементів залежно від положення в періодичній таблиці (у періоді та групі);

Ø Типові метали, неметали та елементи з амфотерними властивостями;

Ø Визначення валентностей елементів за положенням у періодичній таблиці та будовою атомів; поняття про ступінь окиснення елементу.

Що треба вміти:

Ø Розрізняти поняття "орбіта" та "орбіталь";

Ø Визначати кількість електронів на енергетичному рівні;

Ø Знаходити максимально можливу кількість електронів на даному рівні, підрівні;

Ø Визначати число неспарених електронів у нормальному та збудженому станах;

Ø Визначати максимальні валентні можливості атомів;

Ø Розрахувати ступені окиснення елементів у сполуках.

Про що треба мати уявлення:

Ø Розвиток теорії про будову атома та стан електрона в атомі;

Ø Принцип мінімуму запасу енергії електрона та способи його врахування при складанні електронних формул атомів.

Контрольні завдання:

1.  Написати електронну формулу атома елементу і його йона з найвищим ступенем окиснення:

Приклад: Германій. 32Ge: 1s22s22p63s23p64s23d104p2. Найвища ступінь окиснення германію 4+.

Ge4+: 1s22s22p63s23p63d104S04P0.

Алюміній; 1.5 Фосфор;

Стронцій; 1.6. Флуор;

Сульфур; 1.7. Оксиген.

Манган;

2.  Скільки протонів, нейтронів та електронів містить атом елемента з порядковим номером:

Приклад: №15; № 15 – елемент фосфор (Р). р = 15; е = 15; n = Ar – Z = 31 – 15 = 16, (Z – порядковий номер елемента).

№18; 2.5. №4

№14; 2.6. №29;

№7; 2.7. №20.

№34

3.  Написати електронну структуру іона елементу:

Приклад: Mg2+: 3sо – валентний рівень.

Zn2+; 3.5. S2-;

Al3+; 3.6. P5+;

O2-; 3.7. N2+.

Cl7+;

4.  Написати електронну формулу елементів згідно правил Клєчковського і Хунда (показати послідовність розміщення електронів по рівням та підрівнями) і вказати кількість неспарених електронів у цьому іоні:

Приклад: оксисен – 8О: 1s22s22p4; хром - 24Cr: 1s22s22p63s23p64s13d5.

нітрогену та мангану; 4.5. сульфуру та калію;

силіцію та купруму; 4.6. карбону та хрому;

арсену та літію; 4.7. бору та кобальту.

хлору та кальцію;

5.  Напишіть електронну формулу атома елементу, вкажіть всі можливі валентності та ступені окиснення елементу у збудженому стані:

Приклад: №12. 12Mg: 1s22s22p63s2; Mg*: ст. ок. 2+, валентність II.

№13; 5.5. №8;

№16; 5.6. №35;

№30; 5.7. №26.

№11;

6.  Напишіть формули вищих оксидів і відповідних гідратів елементів із порядковими номерами:

Приклад: №14. № 14 – елемент силіцій (Si). Формула вищого оксиду - SiO2, силану - SiH4.

№№16, 34, 52; 6.5. №№19, 32, 16;

№№15, 22, 24; 6.6. №№35, 43, 8;

№№14, 33, 42; 6.7. №№20, 32, 53.

№№35, 14, 24;

7.  Вказати номер групи періодичної системи, до якої належить сполука елементу у вищому ступені окиснення:

Приклад: RO3: Кисень проявляє ступінь окиснення 2-, у формулі три атоми кисню 3 · (2-) = -6. Сума негативних зарядів дорівнює сумі позитивних зарядів. Тоді елемент R має ступінь окиснення 6+. . Номер групи вказує на максимальний позитивний ступінь окиснення: елемент VI гупи.

R2O3; 7.5. R2O5;

RCl4; 7.6. HR;

RH3; 7.7. R2O7.

RO2;

8.  Як змінюються величини зарядів ядер, радіуси атомів, електронегативність і ступені окиснення елементів? Які закономірності цих змін по групі зверху вниз або по періоду зліва направо? Як змінюється в цьому напрямку металічність елементів і характер оксидів та гідроксидів?

Елементи 2 періоду; 8.5. Елементи 2А періоду;

Елементи 3 періоду; 8.6. Елементи 6А періоду;

Елементи 4 періоду; 8.7. Елементи 7В періоду.

Елементи 4А періоду;

9.  До якого елементу зміщені спільні електронні пари у відповідній сполуці. Вкажіть його атомну масу:

Приклад: Розглянемо молекулу Сl2O. EH(Cl) = 3,0; EH(О) = 3,5. Різниця ЕН складає 3,5 – 3,0 = 0,5 < 1,7. При утворенні молекули неспарені електрони атомів хлору утворюють спільну електронну пару, зміщену до кисню.

H2S; 9.5. Ca3P2;

Be2C; 9.6. Mg2Si;

Cl2O7; 9.7. SiF4.

B2O3;

10.  Скільки спільних електронних пар утворюють зв'язки у молекулі:

Приклад: молекула SО2.

Ca3N2; 10.5. HCN;

C2H6; 10.6. CO;

Cl2O; 10.7. SiCl4.

CCl4;

11.  Користуючись даними таблиці відносних електронегативностей елементів, розрахуйте, який зі зв'язків характеризується найбільшою мірою йонності (розрахувати ступінь іонності І,% якщо вважати, що 50% іонного зв'язку відповідає різниці між електронегативністю 1,7):

Приклад: K і О. EH(К) = 0,8; EH(О) = 3,5. Різниця ЕН складає 3,5 – 0,8 = 2,7.

; . Йонного 79,4%, ковалентного 100 - 79,4 = 20,6%.

K і Cl, O і Cl; 11.5. O і Ca, O і K;

S і H, N і H; 11.6. Al і Cl, Fe і Cl;

Ca і H, Si і H; 11.7. O і Na, H і І.

Li і Br, Ca і Cl;

12.  Напишіть структурно-графічну формулу сполуки і вкажіть типи хімічних зв'язків між атомами:

Приклад: Na2SO4. EH(S) = 2,5, EH(О) = 3,5, EH(Na) = 0,9.

Різниця DЕН(S-O) складає 3,5 – 2,5 = 1,0 < 1,7 – ковалентний полярний зв'язок; DЕН(Na-O) = 3,5 – 0,9 = 2,6 > 1,7 – йонний зв'язок.

NaOH; 12.4. Co(OH)3;

Mg3(PO4)2; 12.5. Ca(NO3)2;

K2SO4; 12.6. H2SO3; 12.7. KMnO4.

1.3. Особливості номенклатури й класифікації неорганічних сполук та генетичний зв'язок між ними.

Що треба знати:

Ø Поняття про прості та складні речовини (атоми та молекули);

Ø Правила складання молекулярних та побудови структурно-графічних формул речовин;

Ø Формули найпоширеніших оксидів, кислот, гідроксидів та солей;

Ø Систематичні назви хімічних сполук.

Що треба вміти:

Ø Складати молекулярні формули оксидів, кислот, гідроксидів та солей з урахуванням ступенів окиснення елементів;

Ø Визначати тип оксидів та їх хімічні властивості, виходячи з положення елементів у періодичній системі;

Ø Складати рівняння хімічних реакцій у молекулярному вигляді, які характеризують способи одержання та хімічні властивості оксидів, кислот, гідроксидів, солей;

Ø За допомогою рівнянь реакцій доводити амфотерність сполук алюмінію, цинку, хрому, плюмбуму, їх оксидів та гідроксидів;

Ø Складати структурно-графічні формули речовин.

Контрольні завдання:

1.  Записати формули вищих оксидів вказаних елементів і скласти рівняння реакцій, що доводять їх хімічний характер:

Приклад: Калій, алюміній, селен. Відповідні їм вищі оксиди: К2О – основний оксид, Al2O3 – амфотерний оксид, SeO3 – кислотний оксид.

К2О + Н2О ® 2KOH; Al2O3 + 6NaOH ® 2Na3AlO3 + 3H2O;

SeO3 + K2O ® K2SeO4; Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O.

Хлор, купрум, берилій;

Гідраргірум, фосфор, цинк;

Манган, плюмбум, нітроген;

Сульфур, алюміній, стронцій;

Аргентум, барій, станум;

Бром, стибій, кобальт;

Хром, силіцій, кальцій.

2.  Вивести формули оксидів, які відповідають наведеним сполукам, дати їм назву і вказати, до якого типу оксидів вони відносяться:

Приклад: К2CO3: К2О – основний оксид, CO2 – кислотний оксид.

MgCO3, H4P2O7, Ca(OH)2; 2.5. Ba(ClO4)2, H3PO4, Ni(OH)4;

CaSO3, NaOH, HClO; 2.6. Na2SiO3, H2CO3, Fe(OH)3;

Mg3(PO4)2, H2SO3, Mn(OH)4; 2.7. Zn(NO3)2, H3BO3, Cu(OH)2.

CoSO4, H2SiO3, Al(OH)3;

3. Вказати хімічний характер оксидів. Скласти відповідні рівняння реакцій, що доводять їх властивості:

Приклад: Na2О, PbO, Р2O5.

1)  Na2О – основний оксид: Na2О + НCl ® NaCl + H2О;

2)  PbO – амфотерний оксид:

PbO + 2NaOH ® Na2PbO2 + H2O, PbO + 2HCl ® PbCl2 + H2O;

3)  Р2O5 – кислотний оксид: Р2O5 + 3K2O ® 2K3PO4.

3.1. BeO, SiO2, Na2O; 3.5. SiO2, CrO3, MnO;

3.2. CaO, SO2, Al2O3; 3.6. Fe2O3, SO2, Na2O;

3.3. FeO, N2O3, Mn2O7; 3.7. MgO, Sb2O5, PbO.

3.4. NO2, CO, Al2O3;

4. Написати молекулярні й структурно-графічні формули:

Приклад: гідроксид купрумy (ІІ) і хлорид алюмінію: Cu(OH)2 і AlCl3.

4.1. гідроксид стронцію та карбонат кальцію;

4.2. фосфатна кислота та сульфат заліза;

4.3. оксид хлору(VII) та нітрат цинку;

4.4. хлорид кальцію та фосфат алюмінію;

4.5. нітрит купруму(II) та вугільна кислота;

4.6. гідроксид стибію(III) та хлорна кислота;

4.7. гідрофосфат калію та цинкат натрію.

5. Скласти рівняння реакцій, що підтверджують амфотерність сполук:

Приклад: PbO, Ве(ОН)2.

PbO – амфотерний оксид:

PbO + 2NaOH ® Na2PbO2 + H2O, PbO + H2SO4 ® PbSO4 + H2O;

Ве(ОН)2 –амфотерний гідроксид:

Ве(ОН)2+2КOH®К2ВеO2+2H2O, Ве(ОН)2+2HCl®ВеCl2+ H2O.

5.1. Cr2O3, Pb(OH)2; 5.5. Al2O3, Cr(OH) 3;

5.2. BeO, Al(OH)3; 5.6. PbO, Be(OH)2;

5.3. Sb2O3, Zn(OH)2; 5.7. SnO, Sb(OH)3.

5.4. ZnO, Sn(OH)2;

6. Написати рівняння реакцій одержання сполук п'ятьма способами:

Приклад: карбонат кальцію: CaCO3.

1) Ca(OH)2 + H2CO3 ® CaCO3 + 2H2O, 4)Ca(OH)2 + CO2 ® CaCO3 + H2O,

2) CaO + CO2 ® CaCO3, 5)CaO + H2CO3 ® CaCO3 + H2O,

3) Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ® CaCO3 + 2H2O.

6.1. фосфат кальцію; 6.5. нітрат цинку;

6.2. сульфат барію; 6.6. сульфід купруму(II);

6.3. хлорид цинку; 6.7. гідрофосфат магнію.

6.4. карбонат амонію;

7. Здійснити такі перетворення:

Приклад: Na ® Na2O ® Na2PbO2 ®NaCl ® AgCl.

1)  NaCO3 Na2O + CO2; 3) Na2PbO2 + 4HCl ® PbCl2 + 2NaCl + 2H2O;

2)  Na2O + PbO ® Na2PbO2; 4) NaCl + AgNO3 ® AgCl¯ + NaNO3.

7.1. PbO ® Pb(NO3)2 ® Pb(OH)2 ® PbCl2

Na2PbO2

7.2. N2 ® NH3 ® (NH4)2SO4 ® NH4HSO4

7.3. BaO ® BaCl2 ® Ba3(PO4)2 ® Ba(H2PO4)2 ® Ba(NO3)2

7.4. Zn ® ZnO ® ZnSO4 ® Zn(OH)2 ® Na2ZnO2 ® ZnSO4

7.5. CO ® CO2 ® CaCO3 ® CaO ® Ca(OH)2 ® Ca3(PO4)2 ® Ca(H2PO4)2

7.6. S ® SO2 ® SO3 ® H2SO4 ® NH4HSO4 ® (NH4)2SO4 ® NH4OH ® NH3

7.7. Sb2O3 ® Sb(NO3)2 ® Sb(OH)3 ® K3SbO3 ® SbCl3

8. Закінчити рівняння реакцій:

8.1. Ba(OH)2 + N2O5 ® 8.5. Al2O3 + KOH ®

CaO + PbO ® HClO4 + CaO ®

SO2 + Co2O3 ® Mn2O7 + NaOH ®

8.2. Ca(OH)2 + SO3 ® 8.6. Ca(OH)2 + NO2 ®

ZnO + Na2O ® (NH4)2SO4 + H2SO4 ®

Mg(NO3)2 + KOH ® Fe(OH)3 + HNO2 ®

8.3. H2SO4 + NiO ® 8.7. Al(OH)3 + NaOH®

CO2 + SrO ® Zn(NO3)2 + K3PO4 ®

Al(OH)3 + K2O ® BaO + B2O3 ®

8.4. Na2SiO3 + HCl ®

CuSO4 + KOH ®

Na3PO4 + H3PO4

9. Які сполуки взаємодіють попарно (написати рівняння реакцій)?

Приклад: Al2O3, CO2, Na2O, H2O.

1)  Al2O3 + 3CO2 ® Al2(CO3)3; 4) CO2 + Na2O ® Na2CO3;

2)  Al2O3 + 3Na2O ® 2Na3AlO3; 5) CO2 + H2O ® H2CO3;

3)  Al2O3 + H2O ® 6) Na2O + H2O ® NaOH.

9.1. N2O5, BaO, H2O, ZnO; 9.5. Al2O3, CO2, FeO, BaO;

9.2. SiO2, BeO, CuO, P2O5; 9.6. CoO, N2O3, Na2O, SrO;

9.3. SO2, CO, Na2O, SnO; 9.7. Cr2O3, CrO3, MgO, SO3.

9.4. PbO, NO2, MgO, Cl2O7;

10. Які оксиди взаємодіють із водою (написати рівняння реакцій):

Приклад: SiO2, CrO3, CO2, K2O.

1)  CrO3 + H2O ® H2CrO4; 3) K2O + H2O ® 2KOH.

2)  CO2 + H2O ® H2CO3;

10.1. MgO, CuO, Na2O, CO2; 10.5. Co2O3, Sb2O3, N2O3, P2O5;

10.2. BaO, PbO, SO2, SiO2; 10.6. MnO2, P2O5, Mn2O7, SrO;

10.3. CaO, NiO, Fe2O3, ZnO; 10.7. Sb2O5, V2O5, N2O5, MoO3.

10.4. Al2O3, Li2O, Cl2O7 , Fe2O3;

11. Визначити валентність і ступінь окиснення елементів у сполуках:

11.1. Cu2O, Co(OH)3, NH4NO3; 11.5. Co2O3, HClO, CuS;

11.2. HPO3, Al2O3, NaHSO4; 11.6. NaOH, NH3, Na2SO3;

11.3. FeO, KOH, Ca3(PO4)2; 11.7. K2O2, P2O3, KH2PO4.

11.4. (NH4)2CO3, HNO2, Mg(HCO3)2;

12. Написати всі можливі реакції між сполуками:

Приклад: гідроксид магнію і сульфідна кислота:

1)  Mg(OH)2 + H2S ® MgS + 2H2O;

2)  Mg(OH)2+ 2H2S ® Mg(HS)2 + 2H2O;

3)  2Mg(OH)2+ H2S ® (MgOH)2S + 2H2O.

12.1. гідроксид калію і сульфатна кислота (дві реакції);

12.2. гідроксид алюмінію й гідроксид натрію (три реакції);

12.3. гідроксид кальцію і сульфітна кислота (три реакції);

12.4. гідроксид міді й нітратна кислота (дві реакції);

12.5. гідроксид цинку і фосфатна кислота (чотири реакції);

12.6. гідроксид натрію й гідроксид свинцю (дві реакції);

12.7. гідроксид алюмінію й ацетатна кислота (три реакції).

2. Основні закони хімічних перетворень.

2.1. Хімічна кінетика і рівновага.

Методичні поради щодо виконання самостійної роботи.

Що треба знати:

Ø Закон діючих мас та його математичний вираз;

Ø Визначення понять "гомогенні", "гетерогенні" системи;

Ø Термохімічні ефекти реакцій, екзотермічні та ендотермічні реакції;

Ø Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції. Правило Вант-Гоффа;

Ø Природа хімічної рівноваги та принцип Ле-Шательє;

Ø Фактори, що вливають на зміщення стану хімічної рівноваги в системі.

Що треба вміти:

Ø Записувати формулу виразу швидкості хімічної реакції;

Ø Розраховувати зміну швидкості хімічної реакції залежно від зміни концентрації реагуючих речовин та температури;

Ø Записувати вираз константи хімічної рівноваги для даної оборотної реакції та визначати напрямок зміщення рівноваги залежно від зміни концентрації реагентів, температури та тиску в системі.

Про що треба мати уявлення:

Ø Поняття про активну молекулу та енергію активації;

Ø Природу процесу каталізу;

Ø Фазу, компонент, систему.

Необхідний для засвоєння матеріал із даної теми в літературі [1-3, 4-5, 6-8]. Осибливу увагу необхідно звернути на закон діючих мас і на його основі - стан хімічної рівноваги в оборотних процесах, де швидкість прямої та зворотної реакцій рівні.

VПрям. = VЗворотн.

Найважливішою характеристикою стану рівноваги є константа рівноваги К. Константа рівноваги вказує у скільки разів швидкість прямої реакції більша за швидкість зворотної при даних температурі й концентраціях.

Оскільки загальне число кількості твердої речовини не впливає на швидкість реакції, то і концентрація твердих речовин не входить у константу рівноваги. Наприклад,

1) 2СО(Г) + О2(Г) = 2СО2(Г)

;

2) C(тв) + О2(Г) = СО2(Г)

.

Приклад рішення завдання:

Як зміниться швидкість хімічної реакції 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O, що протікає в газовій фазі, якщо збільшити:

1) концентрацію кисню в три рази;

2) концентрацію хлороводню у два рази;

3) тиск у два рази?

Розв'язок:

1) Швидкість прямої реакції дорівнює:

V = K [HCl]4 · [O2] = K · A4 · B,

Де [HCl] = A, [O2] = B.

Швидкість прямої реакції при збільшенні концентрації кисню дорівнює:

V1 = K [HCl]4 · 3[O2] = K · A4 · 3B = 3K A4 B.

Швидкість реакції збільшиться в:

рази

Отже, при збільшенні концентрації кисню в три рази швидкість реакції збільшиться в три рази.

2) V2 = K · (2A)4 · B = 16K A4 B

разів

Швидкість реакції при збільшенні концентрації HCl в 2 рази, збільшиться в 16 разів.

3) V3 = K · (2A)4 · 2B = 32K A4 B

рази

При збільшенні тиску в 2 рази швидкість реакції збільшиться в 32 рази.

Контрольні завдання:

1. Згідно закону діючих мас написати вираз для швидкості реакції:

1.1. 3H2(г) + N2(г) « 2NH3(г); 1.5. 2NO(г)+ O2(г) « NO2(г);

1.2. 2Fe(Т) + 3Сl2(г) ® 2FeCl3; 1.6. H2(г) + S « H2S(г);

1.3. 2SO2(г) + O2(г) « 2SO3(г); 1.7. H2(г) + I2(г) « 2HI(г);

1.4. H2SO4 + 2KOH ® K2SO4 + 2H2O;

2. Як зміниться швидкість реакції утворення амоніаку з азоту й водню, якщо:

2.1. збільшити концентрацію вихідних речовин удвічі;

2.2. збільшити концентрацію азоту у два рази;

2.3. зменшити концентрацію азоту у два рази;

2.4. у два рази збільшити тиск системи;

2.5. тиск у системі збільшити у 5 разів;

2.6. у два рази зменшити тиск системи;

2.7. збільшити концентрацію водню у два рази.

3. Як зміниться швидкість реакції, якщо температурний коефіцієнт γ дорівнює 3, при підвищенні температури:

Приклад: з 40 до 80 оС; ;

Швидкість реакції при підвищенні температури з 40 до 80 оС зміниться у 81 раз.

3.1. з 80 до 100 оС; 3.5. з 100 до 120 оС;

3.2. з 40 до 60 оС; 3.6. з 80 до 160 оС;

3.3. з 20 до 80 оС; 3.7. з 60 до 100 оС.

3.4. з 30 до 50 оС;

4. Визначити константу рівноваги реакції:

Приклад: 3Н2 + N2 « 2NH3,

Якщо [NH3] = 0,2 моль/л; [N2] = 0,5 моль/л; [H2] = 0,10 моль/л.

4.1. 2SO2 + O2 « 2SO3,

Якщо [SO2] = 0,04 моль/л; [O2] = 0,06 моль/л; [SO3] = 0,02 моль/л.

4.2. 3H2 + N2 « 2NH3,

Якщо [NH3] = 0,4 моль/л; [N2] = 0,3 моль/л; [H2] = 0,10 моль/л.

4.3. СО + Cl2 = COCl2 (фосген),

Якщо [СO] = 0,28 моль/л; [Cl2] = 0,09 моль/л;

Рівноважна [СO] = 0,20 моль/л.

4.4. С(Т) + О2(г) « СО2(г),

Якщо [O2] = 0,01 моль/л; [СO2] = 0,04 моль/л.

4.5. 2NO+ O2 « 2NO2,

Якщо [NO] = 0,02 моль/л; [O2] = 0,01 моль/л; [NO2] = 0,03 моль/л.

4.6. N2 + O2 « 2NO,

Якщо [N2] = 0,1 моль/л; [O2] = 0,05 моль/л; [NO] = 0,02 моль/л.

4.7. S(Т) + O2(г) = SО2(г),

Якщо [O2] = 0,02 моль/л; [SО2] = 0,04 моль/л.

5. Якою буде концентрація речовини В після реакції А2 + В2 = 2АВ, якщо концентрація речовини А зменшилась до 0,5 моль/л. Початкова концентрація речовин дорівнює:

Приклад: [А] = 0,9 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

За реакцією А2 + В2 = 2АВ 1 моль речовини А Реагує з 1 моль речовини В, тобто зміна "С" речовини А і В буде одноковою.

DС(А) = 0,9 – 0,5 = 0,4 моль/л; DС(В) = 0,8– 0,5 = 0,3 моль/л.

5.1.  [А] = 0,8 моль/л, [В] = 1,0 моль/л;

5.2.  [А] = 0,14 моль/л, [В] = 0,/8 моль/л;

5.3.  [А] = 1,0 моль/л, [В] = 0,6 моль/л;

5.4.  [А] = 1,2 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

5.5.  [А] = 1,0 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

5.6.  [А] = 0,8 моль/л, [В] = 0,8 моль/л;

5.7.  [А] = 0,9 моль/л, [В] = 0,6 моль/л;

6.  Як зміниться швидкість реакції 2Fe(Т) + 3Сl2(г) ® 2FeCl3(Т), якщо:

Приклад: тиск у системі зменшиться у 3 рази.

Підвищення тиску зміщує рівновагу системи в бік утворення менших об'ємів, а зменшення – в бік утворення більших об'ємів. Якщо тиск у системі зменшиться у 3 рази, то швидкість зворотньої реакції збільшиться в 3 рази.

6.1.  тиск у системі збільшити в 5 разів;

6.2.  тиск у системі зменшити в 2 рази;

6.3.  концентрацію хлору зменшити в 3 рази;

6.4.  температуру в системі підвищити з 20 до 60 оС, якщо температурний коефіцієнт γ = 2;

6.5.  температуру в системі змінити з 40 до 100 оС, температурний коефіцієнт γ = 3;

6.6.  концентрацію феруму збільшити в 2 рази;

6.7.  тиск у системі збільшити в 2 рази;

7. Як зміниться стан рівноваги в реакції при збільшенні тиску, зменшенні концентрації одного з компонентів:

7.1.  H2(г) + I2(г) « 2HI(г) + Q;

7.2.  2NO2(г) « 2NO(г)+ O2(г) - Q;

7.3.  3H2(г) + N2(г) « 2NH3(г) + Q;

7.4.  H2(г) + S(Т) « H2S(г) + Q;

7.5.  Сl2(г) + Н2(г) ® 2НCl(г) + Q;

7.6.  2NО(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г) + Q;

7.7.  N2O4(г) « 2NO2(г) - Q.

8. Як зміниться рівновага наведеної реакції при зміні тиску:

8.1.  Сl2 + Н2 ® 2НCl; 8.5. 2NО + Cl2 = 2NOCl;

8.2.  N2 + O2 « 2NO; 8.6. NH3 + Н2О = NH4ОН;

8.3.  2SO2 + O2 « 2SO3; 8.7. 3H2 + N2 « 2NH3.

8.4.  2NO2 + O2 + 2Н2О « 4НNO3

9. Як зміниться швидкість прямої реакції, якщо каталізатор:

9.1.  впливає на склад продуктів реакції;

9.2.  зміщує стан рівноваги вліво;

9.3.  не впливає на склад продуктів реакції;

9.4.  не бере участі в реакції;

9.5.  не зміщує стан рівноваги;

9.6.  не впливає на константу швидкості;

9.7.  впливає на константу швидкості.

10. В яку сторону буде зміщена рівновага при підвищенні температури в системі:

Приклад: СО + О2 ® СО2 – Q.

Під час підвищення температури рівноважної системи рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції, під час зниження – в бік екзотермічної. В нашому випадку, при підвищенні температури, рівновага зміщується в бік прямої (ендотермічної) реакції.

10.1.  3H2(Г) + N2(г) « 2NH3(г) + 92,4 кДж;

10.2.  2СО2(г) « 2СО(г) + O2(г) + 566 кДж;

10.3.  НСl(Г) + O2(г) « Сl2(Г) + 2Н2О - 202,4 кДж;

10.4.  СаО(Т) + СО2(г) « СаСО3(Т) + Q;

10.5.  2КСlО3(т) « 2КСl(т) + 3O2(г) + Q;

10.6.  2Н2(г) + O2(г) « 2Н2О(Г) + Q;

10.7.  N2(г) + O2(г) « 2NO - 108,4 кДж.

11. У скільки разів зросте швидкість взаємодії водню з бромом у газовій фазі, якщо:

11.1.  [Н2] збільшити в 2 рази, [Вr2] - в 3 рази;

11.2.  [Н2] збільшити в 3 рази, [Вr2] - в 2 рази;

11.3.  [Н2] збільшити в 1,5 рази, [Вr2] - в 1,5 раза;

11.4.  [Н2] збільшити в 3 рази, [Вr2] - в 1,5 раза;

11.5.  [Н2] збільшити в 2 рази, [Вr2] - в 4 рази;

11.6.  [Н2] збільшити в 4 рази, [Вr2] - в 2 рази;

11.7.  [Н2] збільшити в 3 рази, [Вr2] - в 3 рази.

12.  У скільки разів слід збільшити концентрацію водню в реакції

3H2(Г) + N2(г) « 2NH3(г), щоб її швидкість зросла:

12.1.  у 125 разів; 12.5. у 54 рази;

12.2.  у 27 разів; 12.6. у 216 разів;

12.3.  у 8 разів; 12.7. у 27 разів; 12.7. у 64 рази

2.2. Поняття про розчини (газоподібні, тверді, рідкі).

Методичні поради, щодо виконання самостійної роботи.

Загальний об'єм необхідного матеріалу міститься в лабораторному практикумі [4,5], де вказані вимоги: що треба знати, що треба вміти, про що треба мати уявлення, і в основній літературі [1,2].

Газовий розчин - фізична суміш, в якій кожний компонент проявляє індивідуальні фізичні та хімічні властивості. Приклад, повітря, яке містить розчинені один в одному азот (78% по об'єму), кисень (21%), інертні гази (~ 1%), диоксид вуглецю, пари води та деякі домішки.

При звичайному тиску гази необмежено розчиняються один в одному (змішуються в будь-яких співвідношеннях).

Твердий розчин - являє собою змішаний кристал. Кристалічну гратку твердого розчину утворюють частинки двох або більше речовин, розміщених одна відносно іншої невпорядковано. В залежності від способу розміщення частинок розрізняють тверді розчини заміщення і тверді розчини вкорінення. Необхідною умовою утворення твердих розчинів є також близькість хімічних властивостей речовин (однаковий тип хімічного зв'язку).

Наприклад, безперервний ряд твердих розчинів заміщення в залежності від типу хімічного зв'язку:

1) Se - Te, Si - Ge - ковалентний;

2) KCl - KBr, K2SO4 - K2BeF4 - іонний;

3) Ag - Au, Au - Pt - металічний;

4) Br2 - I2 - молекулярний.

Тверді розчини вкорінення, наприклад, утворюються у випадку кристалізації заліза та вуглецю, або у випадку адсорбції деякими металами водню.

Рідкий розчин - гомогенна система, в якій частинки розчиненої речовини розупорядковані між частинками розчинника. Для водних розчинів - утворюються комплекси-гідрати, для неводних - комплекси-гідрати.

Для засвоєння теми "Електролітична дисоціація" треба обов'язково знати кількісні характеристики: ступінь і константу електролітичної дисоціації, способи вираження концентрації розчинів (процентна, молярна, нормальна, титр).

Для засвоєння теми "Гідроліз солей" обов'язково треба знати поняття: іонний добуток води, водневий показник рН, ступінь і константа гідролізу.

Серед понять, про які потрібно мати уявлення такі: активність іона, коефіцієнт активності, добуток розчинності.

Активність іона Аі - концентрація відповідно якій він проявляє себе в хімічній реакції: Аі = Fі ·[I]

Fі - коефіцієнт активності; [I] - концентрація іона.

Величина коефіцієнта активності Fі залежить від величини іонної сили m, яка визначається в залежності від концентрації й заряду іона:

M = 1/2 (с1z12 + с2z22 + ... + сnzn2).

Добуток розчинності - кількісна характеристика для малорозчинних електролітів. Сильний малорозчинний електроліт складає тверду фазу і в момент динамічної рівноваги вираз добутку розчинності такий:

ДРАВ = [An+] · [Bn-] = const.

Ступінь гідролізу H- кількісна величина реакції гідролізу солі, визначає відношення числа молекул солі, яка гідролізує до загального числа молекул, або через молярну концентрацію:

, у відсотках %

H залежить від 1) хімічної природи іонів;

2) температури;

3) концентрації.

Константа гідролізу Кгідр. визначається в залежності від іонного складу солі. В разі гідролізу солі за катіоном (сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою)

;

Кв - іонний добуток води;

КОсн - константа дисоціації основи, яка утворюється в результаті гідролізу.

В разі гідролізу солі за аніоном (сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою):

;

ККисл. - константа дисоціації слабкої кислоти, яка утворюється в результаті гідролізу.

В разі гідролізу солі за катіоном і аніоном (сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою):

.

2.3. Особливості електролітичної дисоціації кислот, основ і солей та реакції у розчинах електролітів.

Контрольні завдання:

1.  Які сполуки відносяться до сильних і слабких електролітів? Для слабких електролітів написати вираз константи дисоціації:

Приклад: НВО2 ↔ Н+ + ВО2-;

1.1.  CaCl2, H2SO3, (NH4)3PO4; 1.5. Na2S, H2S, Ca(OH)2;

1.2.  H2BeO2, Ca(OH)2, HNO3; 1.6. CuSO4, Ni(OH)2, HCN;

1.3.  HClO, (NH4)2CO3, NH4OH; 1.7. H2CO3, H2SiO3, NaOH.

1.4.  Ca(ClO2)2, H3PO4, H2SO4;

2.  Як дисоціюють сполуки електролітів?

Приклад: HClO ↔ H+ + ClO-.

2.1.  Na3PO4, H2CrO4, Co(OH)3; 2.5. 3HCl, Al(OH)3, ZnSO4;

2.2.  Ca(OH)2, Ca(NO3)2, NaHSO4; 2.6. Fe(NO2)2, HCN, NaOH;

2.3.  H3PO4, Co(OH)3, 2Al2(SO4)3; 2.7. AgNO3, Ba(OH)3, Na2S.

2.4.  MgOHCl, 2Ag3PO4, NH4H2PO4;

3. Визначити скільки Г речовини міститься в розчині і розрахувати титр розчину (густиною знехтувати).

Приклад: 0,2 н НCl. ; M = 0,2·36,5·1 = 7,3 Г.

; г/мл.

3.1. 2н HNO3; 3.5. 0,2М H2SO4;

3.2.  6% NaOH; 3.6. 0,5н НCl;

3.3.  0,1н СН3СООН; 3.7. 0,5М KMnO4.

3.4.  10% NH4ОН;

4. Яких частинок розчиненої речовини найбільше у водному розчині:

Приклад: HClO4 (іонів Н+,молекул HClO4, іонів ); HClO4 – сильний електроліт.

. В розчині переважають іони Н+ та .

4.1.  Н2S (молекул Н2S, іонів Н+, іонів S2-, іонів НS-);

4.2.  H2SO4(р-н) (H2SO4, Н+, SO42-, НSO4-);

4.3.  H3PO4 (Н+, ОН-, PO43-, H2PO4-, HPO42-);

4.4.  H2SO3 (Н+, HSO3-, H2SO3, SO32-);

4.5.  Н2СО3 (Н+, HСO3-, Н2СО3, СO32-, ОН-);

4.6.  HNO3 (Н+, NO3-, HNO3, ОН-);

4.7.  H4P2O7 (Н+, ОН-, H3P2O7-, H2P2O72-, HP2O73-).

5. Вкажіть пару електролітів, реакція між якими у водному розчині неможлива (довести рівняннями реакцій):

Приклад: NaOH та HNO3, NaCl та Ba(NO3)2;

1)

, реакція можлива.

2)

Реакція неможлива.

5.1. Na2S та HCl, NaBr та KOH;

5.2 K2СО3 та H2SO4, NaCl та HNO3;

5.3. Fe(NO3)3 та NaOH, Ca(OH)2 та HCl;

5.4. MgSO4 та (NH4)3PO4, NaClO4 та HNO3;

5.5. CuS та HNO3, CuSO4 та HBr;

5.6. K2SiО3 та HCl, (NH4)2SO4 та HI;

5.7. Al(NO3)3 та Na2СО3, AlCl3 та HNO3.

6. Написати молекулярні та іонні рівняння реакцій, які відбуваються між вказаними сполуками:

Приклад: гідроксид натрію, гідроксид алюмінію, хлоридна кислота.

1)

;

2)

;

3)

.

6.1. Гідроксид купруму(ІІ), хлороводнева кислота, гідроксид кальцію, нітрат срібла, сульфат натрію;

6.2. Ортофосфатна кислота, гідроксид натрію, сульфат купруму(ІІ), хлорид кальцію, гідроксид амонію;

6.3. Фосфат натрію, карбонат кальцію, сульфатна кислота, нітрат барію, гідроксид амонію;

6.4. Силікат натрію, хлороводнева кислота, фосфат амонію, гідроксид калію;

6.5. Карбонат натрію, хлорид барію, ацетатна кислота, гідроксид феруму(ІІІ), нітратна кислота;

6.6. Сульфат амонію, ацетат свинцю, гідроксид натрію, сульфатна кислота, нітрат срібла;

6.7. Хромат калію, хлорид барію, гідроксид натрію, сульфатна кислота, нітрат свинцю.

7. Вибрати слабкий електроліт і записати для нього константу дисоціації по ступеням:

Приклад: фосфат кальцію, нітрат амонію, нітритна кислота.

Са3(РО4)3 – сіль, нерозчинна у воді, слабкий електроліт, для неї записують вираз добутку розчинності ДР; NH4NO3 - сіль, розчинна у воді, сильний електроліт; HNO2 – кислота, слабкий електроліт: ; .

7.1. Нітратна кислота, гідроксид амонію, карбонат кальцію;

7.2. Хлорна кислота, гідроксид натрію, гідроксид цинку;

7.3. Сульфат барію, гідроксид стронцію, карбонатна кислота;

7.4. Гідроксид калію, сульфідна кислота, хлорид амонію;

7.5. Кремнієва кислота, гідроксид барію, сульфіт натрію;

7.6. Фосфатна кислота, карбонат амонію, гідроксид кальцію;

7.7. Фосфат амонію, гідроксид хрому(ІІІ), ацетат натрію.

8. Скласти по три рівняння в молекулярній формі, які відповідають таким рівнянням у скороченій іонній формі:

Приклад:;

1) ;

2) ;

3) .

8.1. OH - + H+ = H2O; 8.5. Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + H2O;

8.2. Co2+ + 2OH- = Co(OH)2¯; 8.6. Ni2++ S2- = NiS¯;

8.3. 3Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2¯; 8.7. NH4+ + OH - = NH3­ + H2O.

8.4. Pb(OH)2 + 2OH- = PbO22- + 3H2O;

9. Написати молекулярні та іонні рівняння не менш як трьох реакцій одержання таких сполук:

9.1. Сульфату свинцю(ІІ), оксиду вуглецю(IV), ортофосфатної кислоти;

9.2. Гідроксиду міді(І), ацетатна кислоти, фосфату магнію;

9.3. Карбонату кальцію, сульфідної кислоти, гідроксиду хрому(ІІІ);

9.4. Нітритної кислоти, хромату барію, гідроксиду амонію;

9.5. Сульфітної кислоти, алюмінату натрію, карбонату магнію;

9.6. Хлориду срібла, перхлорату кальцію, нітрату феруму(ІІІ);

9.7. Ацетату алюмінію, йодиду свинцю, борату натрію.

10. Визначити концентрацію розчину (у %) при розчиненні:

Приклад: 5 Г хлориду натрію в 95 Г води.

; .

10.1 50г цукру в 200г води;

10.2 30г цукру в 240г 10%-ного його розчину;

10.3. При змішуванні 120г 10%-ного і 40г 90%-ного розчинів ацетатної кислоти.

10.4. 100г ангідриду сірчаної кислоти в 150г води;

10.5. 40г мідного купоросу в 160г розчину;

10.6. При змішуванні 200г 2%-ного і 300г 6%-ного розчинів мідного купоросу;

10.7. 50г ангідриду сірчаної кислоти в 300г води.

11. Вказати пару електролітів реакції між якими можливі (написати рівняння реакцій):

11.1 Na2S і HCl, NaOH і HNO3, KCl i NaNO3;

11.2. K2CO3 i H2SO4, CH3COOK i AgNO3, MgSO4 i HNO3;

11.3. Fe(NO3)2 i K2SO4, Ca(OH)2 i H2SO4, KOH i H3PO4;

11.4. Sr(OH)2 i H2SO4, NaOH i HNO3, H4P2O7 i KCl;

11.5. K2S і Na2SO3, ZnCl2 i H2SO4, NH4Cl i AgNO3;

11.6. Co(OH)3 i HNO3, HClO4 i MnSO4, LiOH i NaCl;

11.7. Na2SiO3 i Na2SO4, H3PO4 i Ca(OH)2, KCN i Na2SO4.

12. Яка загальна концентрація йонів (моль/л) після дисоціації 1 моль сполуки (вказати концентрацію поступінчасто):

Приклад: Co(OH)3.

;

;

1моль 1моль 3 моль

Після дисоціації загальна концентрація йонів 4 моль/л.

12.1. Н2CO3; 12.2. Cu(NO3)2; 12.3. FeCl3;

12.4. Na3PO4; 12.5. Na2H2P2O7; 12.6. CaOHCl; 12.7. Co(HSO4)3.

2.4. Гідроліз солей.

Що треба знати:

Ø Що називається іонним добутком води? Чому він дорівнює?

Ø Що таке водневий показник?

Ø Якими величинами рН характеризується нейтральне, кисле та лужне середовище?

Ø Чому дорівнює величина водневого показника чистої води при 22 оС?

Ø Який процес називається гідролізом?

Ø Що таке ступінь та константа гідролізу?

Що треба вміти:

Ø Розраховувати рН і рОН розчинів за концентрацією іонів водню або іонів гідроксилу;

Ø Визначати середовище розчину за допомогою індикаторів;

Ø Складати молекулярні та іонні рівняння гідролізу;

Про що треба мати уявлення:

Ø Буферні розчини в хімії та біології.

Контрольні завдання:

1. Які йони не можуть одночасно перебувати в помітних кількостях у водному розчині?

Приклад: І , і .

1) І утворюють розчинну сполуку . Тому у розчині будуть переважити йони.

2) і - утворюють нерозчинну сіль , тому у розчині у вигляді йонів не перебувають.

1.1. Na+ i SO42-, Ag+ i NO3-, Ba2+ i NO2-;

1.2. K+ i PO43-, Ca2+ i Cl-, Li+ i NO3-;

1.3. K+ i OH-, H+ i CO32-, Sr2+ i HSO3-;

1.4. Zn2+ i SO42-, Na+ i HPO42-, Fe2+ i І-;

1.5. H+ i S2-, K+ i NO3-, Cu2+ i Br-;

1.6. Ca2+ i OH-, Pb2+ i Cl-, H+ i ClO4-;

1.7. Li+ i HCO3-, Al3+ i OH-, Ni2+ i CO32-.

2. Які йони можуть існувати у помітних кількостях у лужному середовищі?

Приклад:

Йони Не можуть існувати у лужному середовищі, тому що проходить реакція

2.1. AlOH2+, H3O, K+, SO42-; 2.5. PO43-, OH-, Na+, FeOH2+;

2.2. HSO4-, Ni2+, Al3+, S2-; 2.6. HSO3-, K+, BiOH+, SO32-;

2.3. Na+, ZnOH+, Mg2+, Cl-; 2.7. Ca2+, Na+, H+, CO32-.

2.4. BaOH+, Ca2+, ClO-, HPO42-;

3. Вкажіть колір індикатора у розчині:

Приклад: нітрат цинку.

4.1. Ацетату натрію й сульфату натрію;

4.2. Сульфіду амонію й сульфату амонію;

4.3. Хлориду міді й хлориду барію;

4.4. Сульфіту калію й сульфіту амонію;

4.5. Карбонату літію й карбонату алюмінію;

4.6. Фосфату натрію й нітрату магнію;

4.7. Нітриту барію й нітрату барію.

5. Яких йонів найменше у водному розчині:

Приклад: Фосфату калію (). Найменше у водному розчині буде тих йонів, які утворюють слабкі електроліти:

.

5.1 Карбонату калію (K+, CO32-, H+, OH-, HCO3-);

5.2. Сульфату міді (Cu2+, SO42-, H+, OH-, CuOH+);

5.3. Хлориду цинку (Zn2+, Cl-, H+, OH-, ZnOH+);

5.4.Сульфату феруму(ІІІ)(Fe3+, Fe(OH)2+, FeOH2+, H+, OH-, SO42-);

5.5. Хлориду амонію (NH4+, H+, OH-, Cl-);

5.6. Силікату натрію (Na+, H+, OH-, SiO32-, HSiO3-);

5.7. Нітрату магнію (Mg2+, H+, OH-, MgOH+, NO3-).

6. Гідроліз якої солі описується рівнянням (написати приклади рівнянь в молекулярному і повному йонному вигляді):

Приклад:.

6.1.  Al3+ + НОН « AlOH2+ + H+;

6.2.  S2- + НОН « HS - + OH-;

6.3.  Mg2+ + НОН « MgOH+ + H+;

6.4.  NH4+ + НОН « NH4OH + H+;

6.5.  SO32- + НОН « HSO3- + OH-;

6.6.  HPO42- + НОН « H2PO4- + OH-;

6.7.  Cr3+ + CH3COO - + НОН « CrOH2+ +CH3COOH.

7.  Визначити рН і рОН розчину:

Приклад 1: Концентрація Н+ у розчині 4,3·10-4. Визначити рН і рОН розчину.

Рішення: рН = -lg[Н+] = - lg4,3·10-4 = -( lg4,3 + lg10-4) = -(0,63 - 4) = 3,37;

рОН = 14 - рН = 14 – 3,37 = 10,63.

Відповідь: рН = 3,37, рОН = 10,63.

Приклад 2: концентрація Н+ у розчині 4·10-6. Визначити рН і рОН розчину.

Рішення: рН = -lg[Н+] = - lg4·10-6 = -( lg4 + lg10-6) = -(0,60 - 6) = 5,4

рОН = 14 - рН = 14 – 5,4 = 8,6.

Відповідь: рН = 5,4, рОН = 8,6.

7.1.  якщо концентрація Н+ у розчині 2·10-4;

7.2.  якщо концентрація Н+ у розчині 4,5·10-11;

7.3.  якщо концентрація ОН - в розчині 5·10-2;

7.4.  якщо концентрація Н+ у розчині 3,2·10-5;

7.5.  якщо концентрація ОН - в розчині 4,6·10-3;

7.6.  якщо концентрація Н+ у розчині 3,8·10-10;

7.7.  якщо концентрація ОН - в розчині 2,1·10-1.

8.  Чому дорівнює концентрація Н+ і ОН- в розчині, рН якого дорівнює:

Приклад: Визначити концентрацію Н+ та ОН - у розчині, якщо рН = 4,5.

Рішення: lg[Н+] = - рН = -4,5 = -(5 – 0,5) = -5 + 0,5

[Н+] » 10-5·3,2;

[ОН-] = 10-14/ [Н+] = 10-14 / 3,2·10-5 = 3,12·10-8.

Відповідь: [Н+] » 3,2·10-5, [ОН-] = 3,12·10-8.

8.1.  4,87; 8.5. 10,0;

8.2.  3,5; 8.6. 0,5;

8.3.  9,4; 8.7. 4,0.

8.4.  3,0;

9. Чому дорівнює рН розчину, якщо:

9.1.  [H+] = 10-3 г·іон/л; 9.5. [H+] = 10-4 г·іон/л;

9.2.  [ОH-] = 10-5 г·іон/л; 9.6. [ОH-] = 10-11 г·іон/л;

9.3.  [H+] = 10-2 г·іон/л; 9.7. [H+] = 10-1 г·іон/л.

9.4.  [ОH-] = 10-5 г·іон/л;

10.  Визначити константу гідролізу КГідр солі при 18 оС:

Приклад:

; ; ;

Сіль NH4ClO4 утворена слабкою основою NH4ОН і сильною кислотою НСlO4

Рішення: ( = 1,75·10-5; = 0,74·10-14)

Відповідь: КГідр = 4,23·10-10.

10.1.  NH4NO3; 10.5. CH3COOK;

10.2.  CH3COONa; 10.6. NH4NO2;

10.3.  CH3COONH4; 10.7. NH4І.

10.4.  NaF;

11.  Визначити [H+] і ступінь гідролізу:

Приклад: Обчислити [H+] і ступінь гідролізу 0,1М розчину NH4NO3.

Рішення: ( = 1,75·10-5; = 0,74·10-14)

= 4,23·10-10 · 0,1 = 6,5·10-6 г·іон/л

Ступінь гідролізу:

або 6,5·10-3%

Відповідь: [H+] =6,5·10-6 г·іон/л; h = 6,5·10-5 або 6,5·10-3%.

11.1.  0,01М NH4Cl; 11.5. 1н KClO;

11.2.  0,001М NaCN; 11.6. 0,01н KClO;

11.3.  0,1н NH4Br; 11.7. 0,001н KClO.

11.4.  0,1М CH3COONH4;

12.  Визначити Кгідр:

Приклад: Визначити КГідр HCOONa i КГідрHCOONH4.

Рішення: HCOONa + HOH « HCOOH + NaOH

HCOONH4 + HOH « HCOOH + NH4OH

;

;

.

Відповідь: КГідрHCOONa = 4,10·10-10; КГідрHCOONH4 = 2,33·10-5.

12.1.  CH3COONa i NH4ClO; 12.5. NH4CN i KCN;

12.2.  NH4NO3 i CH3COONH4; 12.6. (NH4)2CO3 i (NH4)2S;

12.3.  NH4Br i NH4F; 12.7. K3PO4 i (NH4)2SO3.

12.4.  NaF i NH4Cl;

3.Основні закони хімічних перетворень із зміною ступенів окиснення елементів або їх валентності.

Що треба знати:

Ø Визначення та основні ознаки окисно-відновних реакцій;

Ø Поняття "ступінь окиснення елементу";

Ø Що являє собою процес окиснення й основні відновники;

Ø Що являє собою процес відновлення й основні окисники;

Ø Найважливіші правила складання рівнянь окисно-відновних реакцій методом електронного балансу;

Ø Типи окисно-відновних реакцій;

Ø Вплив середовища на протікання окисно-відновних реакцій.

Що треба вміти:

Ø Розраховувати ступені окиснення елементів у сполуках;

Ø Визначати окисники та відновники в реакції на основі значень ступенів окиснення елементів, положення елементів у періодичній системі, а також типових хімічних властивостей сполук;

Ø Складати до окисно-відновних реакцій схеми перерозподілу електронів;

Ø Підбирати та розставляти коефіцієнти в реакціях із зміною ступеня окиснення елементів.

Про що треба мати уявлення:

Ø Як складати окисно-відновні реакції методом напівреакцій;

Ø Як визначається напрямок протікання окисно-відновних реакцій на основі розрахунку електродного потенціалу системи як різниці стандартних електродних потенціалів окисника та відновника.

3.1. Роль окисно-відновних процесів у хімії й біології.

Окисно-відновні реакції (ОВР) - найбільш широко розповсюджений тип хімічних реакцій. Велике значення мають ОВР у хімічному виробництві, зокрема, у виробництві кислот - H2SO4, HNO3, H3PO4, мінеральних добрив, тощо; в аналітичній хімії для якісного та кількісного визначення іонів [6-10]. Наприклад, якісна реакція "відкриття" Mn2+ відбувається в кислому середовищі в присутності окисника (NaBiO3, PbO2) з утворенням Mn7+ (НMnО4) і супроводжується утворенням характерного малинового забарвлення розчину.

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 14HNO3 = 2НMnО4 + 5NaNO3 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

Mn2+ -5e ® Mn7+ 2 відновник

Bi5+ + 2e ® Bi3+ 5 окисник

Якісна реакція відкриття SO32- відбувається в кислому середовищі у присутності окисника КMnО4 (розчин знебарвлюється):

5Na2SO3 + 2КMnО4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSО4 + К2SO4 + 3H2O

S4+ -2e ® S6+ 5 відновник

Mn7+ + 5e ® Mn2+ 2 окисник

На окисно-відновних реакціях у кількісному визначені основані редоксметоди об'ємного аналізу: перманганатометрія, йодометрія, хроматометрія та інші, а також використання редоксіндикаторів.

В біології до найважливішої окисно-відновної реакції відноситься процес фотосинтезу. Це єдиний унікальний процес у біосфері, в якому відбувається поглинання енергії Сонця і беруть початок усі прояви життя на Землі. Загальне рівняння цього процесу:

6СО2 +6H2O ® С6Н12О6 + 6О2

С4+ + 4е ® С0 4 6 С6

2О2- - 4е ® О2 4 6 О6

Кисень О2 необхідний для дихання багатьох організмів. Багато іонів перехідних металів мають змінну валентність і здатні до участі в окисно-відновних реакціях: Mn, Co, Mo - активують ряд ферментів. Se - захищає від окисної дії вільних радикалів та іонів важких металів. В біонеорганічних комплексних системах суттєву роль відіграють окисно-відновні пари Fe2+/Fe3+ і Cu+/Cu2+.

Харчові продукти в організмі окиснюються киснем і є джерелом енергії для виконання певної роботи й джерелом тепла для підтримування постійної температури тіла.

Біосферу можна розглядати як єдину гігантську хімічну лабораторію, в якій постійно відбувається безліч хімічних перетворень, переважна більшість, із яких є окисно-відновними.

У кругообігу речовин у боісфері приймають участь водень, кисень, карбон, азот, сірка, фосфор.

3.2. Окисно-відновні реакції на електродах. Стандартні електродні потенціали. Гальванічний елемент.

Будь-який процес окиснення-відновлення пов'язаний з переміщенням електронів між іонами реагуючих речовин, що еквівалентно електричному струму (який виникає в спрямованому потоці електронів).

При зануренні металічної пластинки (електроду) у розчині солі цього ж металу, то між металом і розчином у стані рівноваги виникає подвійний електронний шар, який приводить до появи стрибка потенціалу, який називається електродним потенціалом (Е Men+/Me).

Процес переходу метала в розчин, який пов'язаний із втратою атомами електронів і утворенням позитивно заряджених іонів, є процесом окиснення: Ме - ne ® Men+. В результаті відновлення іонів металу з розчину відбувається приєднання електронів: Men+ + ne ® Ме [6]. Електродний потенціал залежить від природи метала (його активності), концентрації його іонів у розчині, температури. Абсолютна величина електродного потенціалу вимірюванню не підлягає, але легко вимірюється різниця двох стрибків, яка називається електрорушійною силою (ЕРС) гальванічного елементу [1,6].

Якщо в такому пристрої умовно прийняти за нуль потенціал стандартного (або нормального) водневого електрода (складається з платинової пластинки, яка вкрита губчатою платиною і частково занурена у розчин кислоти з активністю іонів АН+ = 1; омивається електрод газоподібним воднем під тиском 1 атм = 1,013·105 Па, що приводить до утворення системи Н2 « 2Н+ + 2е), то вимірюючи ЕРС, можна отримати відносні значення інших електродних потенціалів. Це важливо для порівняльної кількісної характеристики окисно-відновної здібності різних систем.

Для вимірювання електродних потенціалів металів, наприклад, міді, складається гальванічний елемент за схемою:

електрод електрод

відновник, (-) Н2 / 2Н+ Cu2+ / Cu (+) окисник,

АНОД Е Е КАТОД

Напрямок руху іонів у розчині, внутрішній ланцюг.

ЕРС = - .

В основі роботи складного елемента лежить реакція:

Cu2+ + Н2 ® 2Н+ + Сu

окисна відновна окисна відновна

форма форма форма форма

= ЕРС + , = 0, то = ЕРС = 0,34В.

Електродні потенціали металів, які виміряні відносно електроду в стандартних умовах, тобто концентрації іонів метала в розчині 1 моль/л (А = 1), і температурі 25 оС (298К), називають стандартними.

Електрохімічний ряд напруг металів (Додатки) - це ряд металів, розміщених за зростанням алгебраїчного значення стандартних (нормальних, які виміряні в 1н розчинах) потенціалів, або ряд активності металів. Зліва направо в ряду напруг зменшується активність відновної форми (метал) і збільшується активність окисненої форми (іони метала), тому кожний метал окиснюється іонами іншого, який стоїть правіше [7]: Zn + Pb2+ ® Zn2+ + Pb. Величина електродних потенціалів залежить від концентрації іонів метала, в розчині його солі (С), їх заряду (N) і температури (Т), яка знаходить вираження за формулою Нернста.

3.3. Рівняння Нернста.

Принцип розрахунку напрямку окисно-відновних реакцій.

,

- електродний потенціал метала (у залежності від концентрації його солі в розчині й заряду метала);

- нормальний потенціал метала;

N - заряд іона;

F - число Фарадея, 96500 кулонів;

R - універсальна газова стала (8,313 Дж);

Т - температура, К

- концентрація іонів у розчині.

У скороченому вигляді рівняння має вигляд:

У гомогенних окисно-відновних системах електродні потенціали називають окисно-відновними або редокс-потенціалами (складається гальванічний елемент внесенням у розчини інертних - платинових електродів). Стандартні значення редокспотенціалів також знаходяться за водневим електродом. В системі як окисник завжди діє окиснена форма (ОФ) із більшим алгебраїчним значенням потенціалу. Можна визначити можливість і напрямок тих чи інших окисно-відновних реакцій.

Для гомогенних окисно-відновних систем рівняння Нернста має вигляд:

.

N- число електронів, який приймає окисник;

X, y - стехіометричні коефіцієнти в рівнянні реакцій.

Обов'язковою умовою протікання будь-якої окисно-відновної реакції є позитивне значення різниці потенціалів окисника й відновника

DЕ = ЕоОФ - ЕоВФ > 0.

Чим більша ця різниця, тим більш енергійно проходить реакція [6, 8].

Приклади рішення завдань.

Приклад 1. Чи буде взаємодіяти нікель із розведеною сірчаною кислотою?

Ni + H2SO4 = NiSO4 + H2­

Розв'язок: ; ;

DЕ = 0 - (-0,250) = 0,250В > 0.

Отже, нікель буде взаємодіяти із сульфатною кислотою.

Приклад 2. Визначити можливість протікання реакції:

Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

Розв'язок: = 1,333В; = 0,771В;

DЕ = = 1,333 - 0,771 = 0,562В > 0.

Отже, реакція буде протікати.

Приклад 3. В якому напрямку можуть протікати реакції, виражені рівняннями:

1) 2Fe3+ + 2І - « 2Fe2+ + І2

2) Cl2 + 2І - « 2Cl - + І2 ?

Розв'язок: = 0,771В; = 0,540В; = 1,36В.

має найменше значення і не може окиснювати ні Fe2+, ні Cl-, тому реакція 1 іде в прямому напрямку. має більше значення, ніж , тому реакція 2 протікає в прямому напрямку.

Приклад 4. В якому напрямку буде переважно протікати реакція?

Pb2+ + NO3- + H2O « PbO2 + H+ + NO2-

Розв'язок: = 1,449В; = 0,835В;

DЕ1(прямої р-ції) = - = 0,835 - 1,694 = -0,859В < 0

окисн. форма відн. форма

DЕ1< 0, реакція протікати не буде.

DЕ2(зворотньої р-ції) = - = 1,694 - 0,835 = 0,859В < 0

DЕ2 > 0, тому переважно буде протікати зворотна реакція.

Приклад 5. Чи можуть одночасно існувати у розчині речовини Na2SO3 та KMnO4?

Розв'язок: = -0,93В; = 0,588В;

DЕ = - = 0,588 - (-0,93) = 1,518В > 0.

В розчині одночасно не можуть існувати ці речовини, тому що DЕ > 0 і, відповідно, ці речовини реагують між собою, тобто, протікає реакція.

3.4. Окисно-відновні реакції:

(прогнозування, закономірності, складання рівнянь).

Контрольні завдання:

1. Визначить ступінь окиснення у сполуках:

1.1. KCl, Cl2, KClO, KClO3, KClO4;

1.2. K2Cr2O7, K2CrO4, Cr2(SO4)3, Cr;

1.3. F2O, O2, H2O, O3, CO2, Na2O2;

1.4. KMnO4, K2MnO4, MnO2, Mn;

1.5. NH3, N2, N2H4, KNO2;

1.6. H2C2O4, HCOOH, CH3COOH, C2H6;

1.7. H3PO3, PH3, Ca(H2PO4)2, (NH4)3PO4.

2. Які окисно-відновні властивості (тільки відновник, тільки окисник, або і ті, і інші) можуть виявляти в зазначених сполуках:

2.1. Манган: KMnO4, K2MnO4, MnO, Mn2O7, MnO2, Mn;

2.2. Хлор: KCl, Cl2, KClO, KClO3, KClO4;

2.3. Сульфур: S, Н2S, Н2SO3, SO3, FеS, SO2;

2.4. Фосфор: H3PO3, PH3, Р2О5, Р, H4P2O7, H3PO4;

2.5. Ферум: Fе(NO3)3, FeSO4, Fe, FeS, Fe2O3;

2.6. Йод: І2, KІ, KІO3, Ca(ІO3)2, HІ;

2.7. Нітроген: NH4NO3, NH2OH, HN3, N2O, NO.

3. Яка з наведених реакцій відноситься до окисно-відновних. Визначити для ОВР коефіцієнти й урівняти всі рівняння реакцій:

3.1. CaCO3 ® CaO + CO2

KClO3 ® KCl + O2

NaOH + Fe2(SO4)3 ® Fe(OH)3 + Na2SO4;

3.2. CH4 + O2 ® CO2 + H2O

AgNO3 + HCl ® AgCl + HNO3

NO + O2 ® NO2;

3.3. MnO2 + KOH + KNO3 ® K2MnO4 + KNO2 + H2O

CaCl2 + Na3PO4 ® Ca3(PO4)2 + NaCl

Н2S + Cu(NO3)2 ® CuS + HNO3;

3.4. KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

Mn2O7 + KOH ® KMnO4 + H2O

BaCl2 + K3PO4 ® KCl + Ba3(PO4)2;

3.5. MnO2 + KOH ® K2MnO3 + H2O

MnO2 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O

MnCO3 ® MnO + CO2;

3.6. H2S + HNO3 ® H2SO4 + NO2 +H2O

Ca(NO3)2 + K2CO3 ® CaCO3 + KNO3

(NH4)2CO3 + NaOH ® NH3­ + Na3CO3 + H2O;

3.7. H2S + H2SO3 ® S + H2O

H2S + ZnCO3 ® ZnS + CO2­ + H2O

NaNO3 ® NaNO2 + O2.

4. До якого типу ОВР (міжмолекулярна, внутрішньомолекулярна, диспропорціювання) відноситься наведена реакція. Визначити коефіцієнти й урівняти рівняння реакцій:

4.1. Pb(NO3)2 ® PbO + NO2 + O2;

4.2. NH4NO2 ® N2 + H2O;

4.3. KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O;

4.4. HNO2 ® HNO3 + NO + H2O;

4.5. H2 + Br2 ® HBr;

4.6. NH4NO3 ® N2O+ H2O;

4.7. K2SO3 ® K2SO4 + K2S.

5. Визначити окисник і відновник у реакції, навести для них електронну формулу й електронну схему та можливі ступені окиснення. Урівняти рівняння реакцій:

5.1. Al + NaOH + H2O ® Na[Al(OH)4] + H2­;

5.2. Cu + HNO3(розв) ® Cu(NO3)2 + NO + H2O;

5.3. H2S + SO2 ® S + H2O;

5.4. Pb(NO3)2 ® PbO + NO2 + O2;

5.5. FeS2 + O2 ® SO2 + Fe2O3;

5.6. Mg + HNO3(розв) ® Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O;

5.7. K2MnO4 + H2O ® KMnO4 + MnO2 + KOH.

6. Підібрати коефіцієнти ОВР. Вказати окисник і відновник. У відповіді дайте загальну суму коефіцієнтів реакції:

6.1. KClO3 + HCl ® KCl + Cl2 +H2O;

6.2. K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

6.3. Na2S2O3 + Cl2 +H2O ® H2SO4 + NaCl + HCl;

6.4. SO2 + Cl2 +H2O ® H2SO4 + HCl;

6.5. KІ + H2SO4 ® І2 + KHSO4 + H2S + H2O;

6.6. KMnO4 + H2S + H2SO4 ® K2SO4 + MnSO4 + S +H2O;

6.7. KClO3 + H2C2O4 ® K2CO3 + ClO2 + CO2 + H2O.

7. Скласти рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

7.1.

7.4. CrSO4 ® Cr2(SO4)3 ® NaCrO2 ® Na2CrO4;

7.5. KMnO4 ® KOH ® KCrO2 ® Cr2(SO4)3 ® K2Cr2O7;

7.6. H2S ® S ® SO2 ® SO3 ® Al2(SO4)3;

7.7.

8.1. Cl2, HBr, NaOH, O2; 8.5. Ba, ZnSO4, H2O, HCl;

8.2. SO2, Al, H2O, HCl; 8.6. Br2, MnO2, O2, H2O;

8.3. H2O2, Br2, KMnO4, HІ; 8.7. P, HNO3(конц), H2, Na.

8.5.  K2Cr2O7, NaCl, H2S, O2;

9. Складіть окисно-відновні рівняння реакцій між наведеними сполуками:

9.1. гідрид літію та кисень;

9.2. хлор та йод за наявності води (один із продуктів реакції містить галоген у ступені окиснення +5);

9.3. перманганат калію та йодид калію у водному розчині;

9.4. гідрид барію та хлорнуватиста кислота;

9.5. пероксид водню та хлорид феруму (ІІ) у лужному середовищі;

9.6. тіосульфат натрію та йод, взятий у надлишку;

9.7. оксид хрому(VI) та сульфатна кислота.

10. Чи можуть одночасно існувати у розчині такі речовини? Відповідь обґрунтуйте розрахунками різниці потенціалів:

10.1. KІO3 i KІ; 10.5. HCl i KMnO4;

10.2. HІ i KClO3; 10.6. K2SO3 i MnO2;

10.3. HCl i HClO3; 10.7. H2S i K2MnO4.

10.4. KBr i KMnO4;

11. Довести розрахунками, чи буде взаємодіяти з розчином хлороводневої кислоти вказаний метал:

11.1 Ni; 11.5. Cu;

11.2. Bi; 11.6. Au;

11.3. Sn; 11.7. Pd.

11.4. Pb;

12. В якому напрямку можливе протікання реакції:

12.1. Mn + Ni2+ « Mn2+ + Ni;

12.2. 2MnO41- + 16H+ + 5S2- « 2Mn2+ + 5So + 8H2O;

12.3. Cl2 + 2І1- « 2Cl1- + І2;

12.4. 10Fe2+ + 2MnO41- + 16H+ « 2Mn2+ + 10Fe3+ + 8H2O;

12.5. 3S2- + Cr2O72- + 14H+ « 3So + 2Cr3+ + 7H2O;

12.6. 2MnO41- + 10Cl1- + 16H+ « 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O;

12.7. KClO3 + 5KCl + 6H+ « 6K+ + 3Cl2 + 3H2O.

3.5. Координаційні комплексні сполуки, їх роль у живій природі. Просторова інтерпретація координаційних чисел, ізомерія координаційних сполук.

Що треба знати:

Ø Типи хімічних зв'язків у молекулах простих і складних речовин: іонний, ковалентний полярний і ковалентний неполярний;

Ø Механізм донорно-акцепторного способу утворення ковалентного зв'язку;

Ø Типові донори й акцептори електронних пар і особливості їх електронної будови;

Ø Основні закономірності будови координаційних (комплексних) сполук;

Ø Найпоширеніші координаційні числа комплексоутворювачів.

Що треба вміти:

Ø Визначати внутрішню сферу, ступінь окиснення та можливе координаційне число коплексоутворювача, виходячи з особливостей будови елементу;

Ø Розраховувати заряд комплексних іонів;

Ø Складати рівняння найпростіших реакцій утворення комплексних сполук із використанням у якості лігандів NH3, CN-, NO2-, а комплексоутворювачів - Cu2+, Ag+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Co3+ та інші;

Ø Складати рівняння дисоціації комплексних сполук у розчинах;

Ø Складати назви комплексних сполук.

Що треба мати уявлення:

Ø Ізомерію комплексних сполук;

Ø Константи стійкості комплексних сполук;

Ø Особливості деяких типових біологічно активних комплексів як, наприклад, хлорофіл, гемоглобін, ферменти тощо.

Теоретичний матеріал міститься в обов'язковій літературі [1,2] і в додатковій [6-10].

Найважливіші з речовин, що входять до складу живих організмів білки, які в свою чергу містять амінокислоти. Амінокислоти з металами здатні утворювати внутрішньокомплексні сполуки, наприклад,

До числа найбільш важливих природних хелатуючих агентів відносяться похідні порфіну - один із них гемоглобін. Він виконує дві біохімічні функції: своїми атомами залізо зв'язує молекули кисню і переносить їх у тканини; у тканинах відщеплюється кисень, гемоглобін за допомогою аміногруп зв'язує вуглекислий газ і постачає його в легені.

Для рослин важливим зеленим пігментом є хлорофіл, без якого не може існувати фотосинтез. Основу молекули хлорофілу складає магнійпорфіріновий комплекс, який за будовою нагадує гемоглобін.

Важливою координаційною сполукою, яка грає важливу роль у синтезі гемоглобіну - є вітамін В12, у склад якого входить кобальт (ІІІ).

Багато біометалів утворюють координаційні сполуки з нуклеїновими кислотами і нуклеотидами. Так, у клітині молекули АТФ знаходяться в основному у вигляді комплексів із магнієм. АТФ у свою чергу - джерело енергії для багатьох хімічних реакцій. Деякі вітаміни схильні до комплексоутворення з металами.

Успішно використовуються комплексони у рослинництві, медицині, харчовій промисловості та в інших галузях.

В більшості комплексних сполук координаційне число комплексоутворювача залежить від числа вільних електронних орбіталей. У свою чергу координаційне число впливає на геометричну форму комплексних частинок.

Крім геометричної ізомерії відомі й інші види - іонізаційна, сольватна, сольова, оптична.

3.6. Приклади реакцій утворення найпоширеніших типів координаційних сполук, їх дисоціація, константи нестійкості й стійкості.

При взаємодії деяких осадів із надлишком осаджувача, відбувається розчинення осаду. Так, взаємодія HgCl2 і KІ супроводжується утворенням осаду HgІ2 яскраво-червоного кольору, який при додавання надлишку KІ розчиняється [8]:

HgCl2 + 2KІ ® HgІ2¯ + 2KCl

HgІ2¯ + 2KI ® K2[HgІ4].

При осадженні Zn2+ дією NH4OH, спочатку утворюється осад Zn(ОН)2, який розчиняється в надлишку амоніаку з утворенням комплексної сполуки [Zn(NH3)6](OH)2:

Zn(ОН)2 + 6NH4OH ® [Zn(NH3)6](OH)2 + 6H2O.

Аналогічно протікає реакція осадження AgCl, а потім його розчинення внаслідок утворення комплексної сполуки H[AgCl2] або Na[AgCl2]:

AgCl¯ + HCl ® H[AgCl2] або AgCl¯ + NaCl ® Na[AgCl2].

Молекули комплексних сполук утворюються в результаті взаємодії електрично-нейтральних молекул більш простих за складом солей:

Fe(CN)2 + 4KCN ® K4[Fe(CN)6]

Fe(CN)3 + 3KCN ® K3[Fe(CN)6]

AgCl + 2NH4OH ® [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O.

Координаційна теорія Вернера пояснює утворення координаційних сполук [9]. Обов'язковою умовою одержання таких сполук є наявність координаційного зв'язку (реалізація донорно-акцепторного механізму ковалентного зв'язку).

Прикладом утворення координаційних сполук різних типів (катіонних, аніонних, нейтральних) можуть бути реакції:

1)  утворення катіонного типу координаційних сполук

CoSO4 + 6NH4OH(надл) ® [Co(NH3)6]SO4 + 6H2O

PtCl4 + 6NH4OH(надл) ® [Pt(NH3)6]Cl4 + 6H2O

2)  утворення аніонного типу

AlCl3 + 6NaOH(надл) ® Na3[Al(OH)6] + 3NaCl

Більшість координаційних сполук у розчинах виявляють властивості сильних електролітів і дисоціюють на комплексні іони й іони зовнішньої сфери [5]:

[Cu(NH3)4]SO4 « Cu2+ + SO42-.

Дисоціація комплексних іонів відбувається в незначній мірі подібно слабким електролітам (ступінчасто) і характеризується кожний ступінь дисоціації константою рівноваги - ступінчастою константою стійкості. Константа стійкості - обернена величина константи нестійкості, або константи дисоціації комплексного іона:

[Сu(NH3)4]2+ « [Сu(NH3)3]2+ + NH3

;

;

[Сu(NH3)3]2+ « [Сu(NH3)2]2+ + NH3

;

[Сu(NH3)2]2+ « [Сu(NH3)]2+ + NH3

;

[Сu(NH3)]2+ « Сu2+ + NH3

;

В загальному вигляді:

[Сu(NH3)4]2+ « Сu2+ + 4NH3

;

.

За величинами константи стійкості (нестійкості) можна кількісно порівнювати різні комплексні сполуки, передбачати перебіг хімічних реакцій. Чим більше значення стійкості, тим стійкіші комплекси.

Контрольні завдання:

1. Заповніть таблицю у відповідності з Вашим варіантом, вказавши комплексоутворювач, ліганди, координаційне число, внутрішню та зовнішню сферу по формулі комплексної сполуки, або скласти відповідну формулу по вказаному комплексоутворювачу, лігандам та координаційному числу. Дайте назви відповідним сполукам.

Приклад: K2[HgI4]; комплексоутворювач – Hg2+; координаційне число – 4.

2.1. Na3[AlF6], [Ga(NH)3]Br3, [Ni(H2O)6]SO4, K2[SnCl4].

2.2. H[Au(NO3)4], K4[Fe(CN)6], Ba[Pt(CN)4], [Co(H2O)6]Br2.

2.3. [Zn(NH3)4]Cl2, K2[Cu(CN)4], Fe3[Fe(CN)6]2, [Pt(NH3)2Cl2].

2.4. Na2[Be(HO)4], (NH4)2[Co(SCN)4], K[Au(CN)2], Na3[Ag(S2O3)2].

2.5. K3[Fe(CN)6], Na3[Al(OH)6], [Pt(NH3)6](NO3)2, Na2[SiF6].

2.6. Zn[Hg(SCN)4], Na3[FeF6], [Co(NH3)5Cl]SO4, [Ni(NH3)6]Cl2.

2.7. K3[Cr(SCN)6], [Co(NH3)5SO4]Cl, NH4[Fe(SO4)2], [Pt(NH3)2Cl4].

3. Написати наведені нижче формули у вигляді комплексних сполук і дати їм назви:

Приклад: 2 KI·HgI2 ® K2[HgI4] – тетрайодомеркурат калію.

3.1. 2HF·SiF4; 3.5. KF·BF3;

3.2. 2KCl·PbCl2; 3.6. 2NH4SCN·Co(SCN)2;

3.3. FeCl3·6H2O; 3.7. Zn(OH)2·Ca(OH)2.

3.4. Cr2(SO4)3·12NH3;

4. На які йони дисоціюють наступні комплексні й подвійні солі? Скласти рівняння їх дисоціації:

Приклад: [Cu(NH3)4]Cl2 « [Cu(NH3)4]2+ + 2Cl-.

4.1. Na3[FeF6]; 4.5. Na2[Zn(OH)4];

4.2. Na2[Pb(OH)4]; 4.6. [Ni(NH3)6]Cl3;

4.3. (NH4)2SO4·FeSO4; 4.7. К3[Co(CN)6].

4.4. K2SO4·Cr2(SO4)3;

5. Cкласти рівняння реакцій взаємодії амфотерних гідроксидів із лугом. Продукти реакцій записати у вигляді гідроксокомплексів. Вказати координаційне число комплексоутворювачів і написати рівняння дисоціації одержаних комплексних сполук:

Приклад: Be(OH)2.

; к. ч.=4; .

5.1. Al(OH)3; 5.5 Sn(OH)2;

5.2. Zn(OH)2; 5.6. Mn(OH)4;

5.3. Cr(OH)3; 5.7. Sb(OH)3.

5.4. Pb(OH)2;

6. Написати молекулярні та йонні рівняння реакцій між такими речовинами:

Приклад: CuCl2 i NH4OH.

;

;

.

6.1. ZnSO4 i K3[Fe(CN)6]; 6.5. FeNH4(SO4)2 i KSCN;

6.2. FeCl3 i K4[Fe(CN)6]; 6.6. NaCl i K[Sb(OH)6];

6.3. KCl i Na3[Co(NO2)6]; 6.7. CuSO4 i NH3.

6.4. K2[HgІ4] i AgNO3;

7. Написати молекулярні та йонні рівняння реакцій, які реалізуються з утворенням координаційних сполук. Написати рівняння дисоціації відповідних комплексних йонів. Скласти для них вираз констант нестійкості.

Приклад: ;

;

.

Вираз констант нестійкості див. ст.52.

7.1. AgCl + NH4OH(надл.) ® 7.5. AgCN + KCN(надл.) ®

CuSO4 + KCN(надл.) ® Zn(OH)2 + NaOH(надл.) ®

7.2. Zn(OH)2 + NaOH(надл.) ® 7.6. Fe(CN)2 + KCN(надл.) ®

Pb(NO3)2 + KІ(надл.) ® Cu3(PO4)2 + NH4OH(надл.) ®

7.3. Al(OH)3 + KOH(надл.) ® 7.7. CdІ2 + KІ(надл.) ®

Co(NO2)3 + NaNO2(надл.) ® CoCl3 + NH4OH(надл.) ®

7.4. ZnSO4 + NH4OH(надл.) ®

Cr(OH)3 + NaOH(надл.) ®

8. Для наведених координаційних сполук:

Зазначити:

·  іон-комплексоутворювач, ліганди, зовнішню та внутрішню координаційні сфери;

·  класифікацію координаційних сполук згідно із зарядом внутрішньої координаційної сфери та природою лігандів;

·  назву координаційних сполук відповідно до сучасної номенклатури.

Визначити:

·  ступінь окиснення та координаційне число іона-комплексоутворювача;

·  заряд комплексного іона.

Скласти:

·  рівняння дисоціації координаційних сполук;

·  вираз константи нестійкості комплексного іона.

Приклад: [Ni(NH3)6]SO4.

Ni2+ - іон-комплексоутворювач; 6 NH3 – ліганди; - зовнішня координаційна сфера; [Ni(NH3)6]2- - внутрішня координаційна сфера; 6 – координаційне число іона-комплексоутворювача.

Комплексна сполука катіонного типу; назва – сульфат гексааміннікелю (ІІ);

;

;

.

8.1. [Co(NH3)6](NO3)3, Na3[AlF6]; 8.5. Fe3[Fe(CN)6]2, [Cu(NH3)4]SO4;

8.2. [Ag(NH3)2]Cl, K3[Fe(CN)6]; 8.6. [Zn(NH3)4]Cl2, K2[Cu(CN)4];

8.3. K3[FeF6], [Co(NH3)6]3(PO4)2; 8.7. Zn2[Fe(CN)6], [Co(H2O)6]Br2;

8.4. K[Sb(OH)6], [Cd(NH3)4](OH)2;

9. Написати рівняння реакцій утворення комплексних сполук:

Див. приклад №6.

9.1. BF3 i HF; 9.5. Fe(CN)2 i HCN;

9.2. AgCl i HCl; 9.6. PtCl4 i HCl;

9.3. Ni(OH)2 i NH3; 9.7. Cu(OH)2 i NH3.

9.4. SiF4 i HF;

10. Дописати рівняння реакцій. Вказати, до якого типу відноситься реакція:

Приклад: ;

- реакція обміну.

10.1. K2[CuCl4] + NH3(надл.) ®

10.2. Fe3+ + [Fe(CN)6]4 - ®

10.3. Fe2+ + [Fe(CN)6]3 - ®

10.4. [Co(NO2)6]3- + K+ ®

10.5. Cu(OH)2 + Na2SO3 (надл.) ® [Cu(SO3)]6- + ...

10.6. [Ni(NH3)6]SO4 + NaOH(надл.) ® Ni(OH)2 + ...

10.7. CoSO4 + NaNO2 + CH3COOH ® Na3[Co(NO2)6] + NO + ...

4.ХіміЯ елементів головних та побічних підгруп на прикладі найважливіших біогенних елементів.

Що треба знати:

Ø Особливості електронної будови атомів біоелементів;

Ø Типові ступені окиснення біоелементів (згідно з електронно-графічною схемою);

Ø Формули найважливіших кисневих, безкисневих, водневих сполук;

Ø Хімічні властивості сполук біоелементів;

Ø Способи і стадії одержання хлоридної, сульфатної, нітратної, фосфорної кислот;

Ø Хімічні властивості кислот-неокисників і кислот-окисників (HNO3(конц), H2SO4(конц)).

Ø Мінеральні добрива.

Що треба вміти:

Ø Складати електронні та електронно-графічні формули елементів;

Ø Визначати валентність і ступені окиснення елементів (усі можливі);

Ø Складати формули оксидів, кислот і солей;

Ø Писати рівняння реакцій, які підтверджують хімічні властивості;

Ø Складати рівняння реакцій одержання найважливіших мінеральних добрив;

Ø Складати рівняння реакцій, що характеризують окисно-відновні властивості елементів у їх сполуках.

Про що треба мати уявлення:

Ø Бром, аналог хлору;

Ø Селен, аналог сірки;

Ø Озон і захисна дія озонового шару атмосфери;

Ø Добрива - ціанамід, карбамід, поліфосфати, циклофосфати;

Ø Стибій, арсен, вісмут - аналоги фосфору;

Ø Сполуки бору.

4.1. Хімія сполук елементів головних підгруп VII, VI, V, IV, III груп (хлор, бром, йод, оксиген, сульфур, нітроген, фосфор, карбон, бор, алюміній). Гідроген і його сполуки. Біологічна роль елементів.

Елементи, які вивчаються відіграють велику біологічну роль і мають важливе значення в живленні рослин, тварин і людини. Будова та фізико-хімічні властивості більшості елементів міститься в основній літературі [1,2]. Знання хімічних властивостей і пояснює біологічну роль елементів.

Хлор (Сl) в організмі входить до складу червоних кров'яних клітин (еритроцитів), хлороводневої кислоти шлункового соку (0,3 - 0,5% розчин НСl). Шлунковий сік містить багато неорганічних речовин - хлориди, сульфати, фосфати, бікарбонати натрію та калію, кальцію та магнію, амонію й органічні компоненти - сечовина, молочна кислота.

При втраті хлору організмом (до 20%) порушується секреція соляної кислоти залозами шлунка, спостерігається важкий стан, що супроводжується судорогами.

Рослини засвоюють хлор із ґрунтових розчинів у вигляді хлорид-іонів. Хлорид-іони приймають участь у створенні мембранного потенціалу, який регулює процеси переносу неорганічних і органічних речовин крізь мембрани.

Бром (Br) незамінний мікроелемент, міститься в організмах тварин і людини, та в рослинах. NaBr - приймає участь в активації пепсину - ферменту шлункового соку й активізує діяльність інших ферментів. Броміди регулюють функцію центральної нервової системи.

Йод (І) - необхідний елемент для забезпечення нормального протікання життєвих процесів. 1/5 частина йоду в організмі людини міститься в щитовидній залозі, він є складовою частиною гормону тироксину. За добу людина потребує 0,15 - 0,3мг йоду. Головним чином, йод потрапляє в організм людини з водою й овочами. Йод здебільшого накопичується у тканинах таких водоростей, як бура водорість, морська капуста - ламінарія та ін. Недостача йоду призводить до захворювання - ендемічного зобу.

Оксиген (О) - входить до складу повітря, води, ґрунту, живих організмів, продуктів харчування, одягу та ін. Кисень - основа процесу горіння, сировина для енергетики, металургії, тощо.

Сірка (сульфур, S) важливий елемент, який добувають із піриту FeS2 і використовують для виробництва сульфатної кислоти. Сірка міститься у складі деяких білкових речовин тваринного й рослинного походження. Гострий смак і запах часнику, цибулі, хрону й гірчиці обумовлений органічними сполуками сірки.

Азот (нітроген, N) входить до складу найважливіших неорганічних сполук - амоніаку, нітратної кислоти, мінеральних добрив - KNO3, NH4NO3, Ca(NO3)2.

Фосфор (Р) також елемент-органоген. 90% його в організмі людини міститься у кістках скелета, зубах. Величезне значення фосфор відіграє для живлення рослин у складі мінеральних добрив.

Вуглець (карбон, С) - життєво важливий макроелемент. Білки, жири, вуглеводи, гормони, ферменти, вітаміни - є сполуки вуглецю. Тільки СО2 при взаємодії з водою в зеленому листі рослин під дією хлорофілу і сонячного світла призводить до утворення органічних сполук, які є перехідним містком із неживої до живої природи.

Кремній (Si) міститься у ґрунті у великих кількостях (33% мас.), але не утворює розчинних сполук, тому в живих організмах його дуже мало. Відноситься до мікроелементів. Біологічна роль кремнію в організмі людини й тварин визначається у підвищенні міцності епітеліальної тканини й тканини з'єднання. В рослинних, злакових і тваринних організмах SiО2 грає опорну роль, особливо для морських нищих тварин (кремнієвий скелет). При надлишку SiО2, який потрапляє в легені з пилом, розвивається захворювання - силікоз (у гірників, робітників пилових професій).

Бор (В) неметал більше схожий на кремній, найлегший р-елемент (М = 10,8). В рослинних організмах бор відіграє важливу роль при синтезі і переміщенні вуглеводів, фосфору й стимуляторів росту. Нестача бору в ґрунті призводить до порушення вуглеводно-фосфатного обміну. Надлишок бору в ґрунті викликає захворювання рослин та їх загибель. В організмах тварин і людини бор міститься у складі зубів і кісток. Обмін бору в організмі пов'язаний з обміном калію. При нестачі калію в раціоні тварин затримується їх ріст, додаванням бору цей недолік усувається. Вплив бора на вуглеводний обмін пов'язано з хімічними властивостями борної кислоти, яка активно реагує з полігідроксидсполуками, що мають ОН-групи в Цис-положенні. Сполуки H3BO3 i Na2B4O7·10H2O (бура) відносяться до токсичних для тварин і людини речовин. 2% розчин H3BO3 - смертельна доза для дітей, для дорослого - 15-20мг.

Алюміній (Al) - третій з найбільш поширених елементів земної кори. По вмісту в організмах Al відноситься до мікроелементів. В головному мозку Al знаходиться в більших кількостях, ніж інші метали. Це пояснюється впливом Al на центральну нервову систему, збудження якої супроводжується його збільшенням у крові. Уповільнення реакції нервової системи - зниження вмісту Al. Алюміній приймає участь у побудові епітеліальної тканини й сполучної тканини в організмі. Деякі препарати (наприклад, калій-алюмінієві квасці КAl(SО4)2·12Н2О) використовується в лікувальній практиці.

Водень (гідроген, Н) - найпоширеніший елемент у Всесвіті. Цей елемент - головне джерело енергії Сонця. В земній корі водень складає 10% мас. з кожних 100 атомів 17 відносяться до водню. Водень входить у склад усіх живих організмів, є складовою частиною води, яка займає 3/4 поверхні земної кулі.

Вивчення залежності ходу хімічних процесів від концентрації катіонів водню або рН, є одним із вузлових питань ( рН = - lg[H+]). Складні біохімічні процеси, що протікають в організмі, також обумовлені строго визначеною величиною рН внутрішнього середовища організму - тканинних рідин, крові, соків травлення та ін. Наприклад, рН крові дорівнює 7,36 - 7,42. Зміщення рН крові у людини навіть на 0,1 - 0,2, у порівнянні з нормою, призводить до важких порушень.

4.2. Хімія сполук найважливіших біогенних металів.

Метал – макро - і мікроелементи.

Необхідний матеріал для засвоєння даної теми міститься в основній літературі [1] і додатково у лабораторному практикумі [5].

Більшість хімічних елементів (80%) відносяться до металів. Фізико-хімічні властивості металів визначаються їх положенням у періодичній системі Д. І. Менделєєва й обумовлюється характерною будовою їх зовнішніх електронних оболонок. Усі метали мають особливість будови атома: на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться 1-3 електрона. S-елементи: усі елементи головних підгруп I і II групи - метали. Усі d-, f-елементи - це метали побічних підгруп, лантаноїди й актиноїди. Р-елементи: усі елементи головних підгруп III групи (крім У), IV групи (Sn, Pb), V групи (Sb, Bi), VI групи (Po) - метали.

У металів головних підгруп валентні електрони розміщені на зовнішньому енергетичному рівні. Їх максимальний ступінь окиснення дорівнює номеру групи. У металів побічних підгруп іде добудова електронами передостаннього енергетичного шару, тому їх валентні електрони розміщені на останньому й передостанньому енергетичних рівнях. Це "перехідні метали".

До біогенних металів відносяться K, Na, Ca, Mg, Cu, Zn, Fe, Co, Mo. З них метали-макроелементи: K, Na, Ca, Mg; метали-мікроелементи: Mg, Cu, Zn, Fe, Co, а також V, Os.

Метали - мікроелементи (Mn, Cu, Zn, Fe, Co, V, Os) у надзвичайно малих кількостях містяться в рослинах, але відіграють надзвичайно велике значення - під дією мікродобрив збільшується утворення хлорофілу, зростає інтенсивність фотосинтезу, посилюється діяльність ферментативного комплексу, покращується дихання рослин, підвищується стійкість до хвороб. Усе це призводить до збільшення врожайності.

Встановлено, що Mn, Zn, Cu, підвищують коефіцієнт корисного використання променевої енергії світла при фотосинтезі, стимулюють окисно-відновні реакції, що мають велике біологічне значення.

Мо, Mn, V, Os - є спеціальними каталізаторами складного процесу фіксації нітрогену повітря мікроорганізмами ґрунту.

Mn, Cu, Zn, та інші елементи в ультрамікрокількостях впливають на стан протоплазми, сприяють адсорбційному зв'язуванню вологи. Це позитивно впливає на ріст рослин і підвищує їх стійкість до спеки.

Головним джерелом надходження мікроелементів у рослин - є ґрунт. Рослини використовують метали у вигляді іонів або молекул, де метал зв'язаний зі складними органічними лігандами. Нестачу рухливих катіонів металів компенсують внесенням мінеральних добрив.

Контрольні завдання:

1. За допомогою яких реакцій можна здійснити такі перетворення:

1.1. KCl ® Cl2 ® KClO3 ® KClO4 ® Cl2 ® KCl;

1.2. I2O5 ® I2 ® HIO3 ® I2;

1.3. Ca3(PO4)2 ® P ® P2O5 ® H3PO4 ® NH4H2PO4;

1.4. S ® H2S ® (NH4)2S ® H2S ® S;

1.5. CaO ® CaC2 ® Ca(OH)2 ® Ca(ClO)2;

1.6. Na ® Na2O2 ® Na2O ® NaOH ® NaHSO4;

1.7. N2 ® NO ® NO2 ® HNO3.

NH3

2. Які хімічні реакції необхідно провести, щоб одержати речовину:

2.1. Хлорне вапно: MnO2, HCl, Ca(OH)2;

2.2. Фосфорну кислоту: Ca3(PO4)2, SiO2, C, H2O;

2.3. Нітратну кислоту: NH3, O2, H2O;

2.4. Хлор: NaCl, H2SO4, КMnO4;

2.5. Сульфатну кислоту: FeS2, O2, H2O;

2.6. Простий суперфосфат: Ca3(PO4)2, H2SO4, H2O;

2.7. Преципітат: Ca(OH)2, H3PO4, H2O.

3. Які ступені окиснення виявляє елемент у сполуках:

3.1. Хлор: HClO2, Cl2O, HCl, HClO4;

3.2. Фосфор: P2H4, H3PO2, H3PO3, H4P2O7;

3.3. Йод: I2O5, NaIO3, HIO, H5IO6;

3.4. Азот: NH3, N2O, N2O3, NF3;

3.5. Сірка: Al2S3, Na2S2O3, Na2S4O6, Cu2S;

3.6. Вуглець: CH4, C2H4, CCl4, CO;

3.7. Кисень: H2O2, KClO3, O3, Ba(OH)2.

4. Закінчити рівняння окисно-відновних реакцій:

4.1. P2H4 + K2Cr2O7 + H2SO4 ®;

4.2.  HClO4 + P2O3 ®;

4.3.  NaJO3 + SO2 + H2O ®;

4.4.  KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ®;

4.4.  KJ + K2Cr2O7 + H2SO4 ®;

4.5.  KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ®;

4.6.  KMnO4 + K2SO3 + H2O.

5. Закінчити рівняння реакцій і визначити сумарне число коефіцієнтів:

5.1. a) CrCl3 + H2O2 + KOH ®; 5.5.a) PbS + H2O2®;

B) CaO + C ®; b) KOH + ClO2 ®;

C) H2SO4(конц) + Mg ®; c) Cl2 + HgO ®;

5.2. a) Cu + HNO3(р) ®; 5.6.a) K2Cr2O7 + HCl ®;

B) S + H2SO4(конц) ®; b) KClO3+H2C2O4+H2SO4 ®;

C) KNO2 + KMnO4 + H2O ®; c) ClO3 + Ca(OH)2 ®;

5.3. a) KMnO4 + Cl2 ®; 5.7.a)FeSO4+HNO3+H2SO4 ®;

B) K2Cr2O7 + HCl ®; b) FeS + O2 ®;

C) FeCl3 + HJ ®; c) KMnO4 + Cl2 ®.

5.4. a) H3PO3 + AgNO3 + H2O ®;

B) H2S + Cl2 ®;

C) PbO + Ca(ClO)2 ®;

6. Урівняти рівняння реакцій і визначити, які властивості (окисник чи відновник) проявляє елемент у реакції:

6.1. Хлор: Cl2 + O3 ® Cl2O6 + O2;

6.2. Бром: Br2 + H2O ® HBr + HBrO;

6.3. Сірка: KMnO4 + SO2 + H2SO4 ® MnSO4+K2SO4+SO3+ H2O;

6.4. Йод: Cl2 + I2 ® ICl;

6.5. Кисень: H2O2 + ClO2 + NaOH ® NaClO2 + O2 + H2O;

6.6. Фосфор: P + ClO2 + H2O ® P2O5 + HCl;

6.7. Азот: KIO3 + KI + H2SO4 ® I2 + K2SO4 + H2O.

7. Виходячи з ряду напруг металів визначити, чи відбудеться хімічна реакція:

7.1. a) 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;

b) Ag + NaNO3 = AgNO3 + Na;

7.2. a) Pb + CaCl2 = PbCl2 + Ca;

b) Cu + 2HCl = CuCl2 + H2;

7.3. a) 2Ag + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2;

b) Sn + H2SO4 = SnSO4 + H2;

7.4. a) Fe + MgSO4 = FeSO4 + Mg;

b) Ca + H2SO4 = CaSO4 + H2;

7.5. a) Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu;

b) Hg + 2HCl = HgCl2 +H2;

7.6. a) 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2;

b) Zn + 2NaCl = ZnCl2 + 2Na;

7.7. a) 3Mn + 2H3PO4 = Mn3(PO4)2 + 3H2;

b) 2Na + CaCl2 = 2NaCl + Ca.

8. Який з наведених металів найбільш енергійний відновник:

8.1. Cu i Fe; 8.5. Fe i Pb;

8.2. Na i Zn; 8.6. Cr i Mn;

8.3. Cu i Al; 8.7. Na i Ca.

8.4. Ag i Mg;

9. Закінчити й урівняти рівняння реакцій та визначити, який елемент - відновник:

9.1. Na + H2SO4(конц) ®; 9.5. KH + H2O®;

9.2. Sn + HNO3(р) ®; 9.6. Ni + H2SO4(конц) ®;

9.3. NaH + Br2 ®; 9.7. Pb + NaOH ®;

9.4. K2Cr2O7 + Zn + HCl ®;

10. Визначити тип окисно-відновної реакції:

10.1. NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2;

10.2. NO2 + KOH ® KNO3 + KNO2 + H2O;

10.3. NO2 + O3 ® N2O5 + O2;

10.4. NO2 + F2 + H2O ® HF + HNO3;

10.5. NO2 + H2O ® HNO3 + NO;

10.6. NO2 + H2SO3 ® H2SO3 + NO;

10.7. NO2 + HNO2 ® HNO3 + NO.

11. Властивості окисника чи відновника проявляє водень у рівнянні реакцій?

11.1. СaH2 + 2HCl ® СaCl2 + 2H2;

11.2. K2O + H2 ® KOH + KH;

11.3. Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2;

11.4. 3Fe + 4H2O ® Fe3O4 + 4H2;

11.5. 2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2;

11.6. LiH + H2O ® LiOH + H2;

11.7. 2K + H2 ® 2KH.

12. Напишіть кисневі сполуки кислот елементу, зазначте найсильніші окисники:

12.1. Хлору; 12.5. Йоду;

12.2. Фосфору; 12.6. Брому;

12.3. Азоту; 12.7. Бору.

12.5.  Сірки;

КРИТЕРІЇ ОЦІНКИ ЗНАНЬ СТУДЕНТІВ

НА ІСПИТАХ ТА ЗАЛІКАХ

Згідно до “Положення про модульно-рейтингову систему навчання студентів та оцінювання їх знань” рейтинг з дисципліни Rдис визначається в балах відповідно до загальної кількості годин. Для допуску до іспиту або заліку студенту необхідно набрати мінімальну кількість балів для засвоєння матеріалу, що складає 50% (35 балів) від сумарної рейтингової оцінки змістових модулів - RОМ. Шкала оцінки визначається наступним чином:

ДОДАТОК 1

Константи дисоціації деяких кислот та основ при 250 С

Густина водних розчинів основ при 18 0С у г/см3