- •Министерство образования российской федерации
- •Кафедра неорганической и аналитической химии Дистанционное
- •Н.Н. Роева, е.М. Голик, т.Т. Канищева,
- •Н.А. Караванов, з.И. Кочергина.
- •Неорганическая химия
- •Учебно–практическое пособие для студентов
- •Технологических специальностей всех форм обучения
- •Содержание
- •Тренировочные задания………………………………………………………….9 Тесты по теме……………………………………..........................................….. 9
- •Тесты по теме…………………………………………………………………… 15
- •Тесты по теме…………………………………………………………………… 23
- •1. Периодическая система и строение атомов элементов.
- •1.1. Атомная орбиталь и квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число и форма ао.
- •1.2. Заселение ао в многоэлектронном атоме.
- •1.3.Электронные формулы
- •Примеры составления электронных формул атомов. Элементы главных подгрупп псэ
- •Элементы побочных подгрупп псэ
- •22Ti 1s22s22p63s2 3p6 3d24s2 iy период 4 группа
- •39Y 1s22s22p63s2 3p6 3d104s24p64d15s2 y период 3 группа
- •1.4. Периодические свойства элементов.
- •Тесты по теме
- •2. Химическая связь: ионная, ковалентная, координационная,
- •2.1. Типы химической связи
- •2.2. Методы расчета систем с ковалентной связью.
- •2.2.2Метод молекулярных орбиталей (мо).
- •2.3. Пространственная структура молекул с ковалентной связью.
- •2.4. Взаимодействие между молекулами.
- •2.4.2. Донорно-акцепторное взаимодействие молекул.
- •2.5. Строение вещества в конденсированном состоянии.
- •Одна -связь.
- •3. Скорость химических реакций.
- •Химическое равновесие
- •Тренировочные задания
- •4.Растворы
- •4.1. Способы выражения концентраций растворов.
- •4.2.Идеальные, неидеальные растворы. Активность.
- •4.3. Протолитическое равновесие.
- •4.5.Слабые электролиты и константы их диссоциации. Произведение растворимости.
- •4.6. Гидролиз солей.
- •Соли, подвергающиеся необратимому гидролизу, и продукты реакции.
- •5.Окислительно-восстановительные (о/в) реакции.
- •5.1 Основные понятия
- •5.3.Определение продуктов о/в реакций.
- •5.4.Электронно-ионный метод составления баланса о/в реакций.
- •5.5.Самопроизвольное протекание о/в реакций.
- •5.6.Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями.
- •6.Химия элементов.
- •6.2.Берилий, магний, щелочно-земельные металлы.
- •6.3.Бор, алюминий, галий, индий, талий.
- •6.4.Углерод, кремний, германий, олово, свинец.
- •6.5Азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
- •6.6.Кислород, сера, селен, теллур.
- •6.7.Галогены.
- •6.8.Благородные газы.
- •6.9.Медь, серебро, золото.
- •6.10.Цинк, кадмий, ртуть.
- •6.11.Титан, цирконий, гафний, ванадий, ниобий, тантал.
- •6.12.Хром, молибден, вольфрам.
- •6.13.Марганец, технеций, рений.
- •6.14.Между рядами больших периодов включаются элементы 8b группы, объединенные в триады. Железо, кобальт, никель.
- •Тренировочные занятия.
- •Глава 1
- •Глава 2
- •Глава 3
- •Глава 4
- •Глава 5
- •Глава 6
- •Вопросы к экзамену.
Глава 2
Задания
1.Чем больше ЭО элементов, участвующих в связи, тем связь более ионная.
Наибольшая степень ионности в связи К-Сl.
2.У элементов одной группы (и подгруппы) сверху вниз увеличивается радиус
иона, растет расстояние между водородом и галогеном, уменьшается
прочность связи. От НF к HI прочность связи уменьшается.
3.F2 – связь ковалентная неполярная; HF – связи ковалентная полярная и
межмолекулярная водородная связь; NaF – ионная связь.
4. В Н2О и НF есть дополнительные межмолекулярные водородные связи .
5. Для образования ковалентных связей в молекуле С2Н2 каждому атому углерода необходимо отдать 2 неспаренных электрона, находящихся на s- и р-AО для связи с АО одного водорода и одного углерода. За счет гибридизации этих АО образуется: 1 s-АО + 1 p-АО = 2 sp-AO атома углерода.
6. Zn(OH)2 + 2 KOH = K2[Zn (OH)4]
Глава 3
Задания
1.При уменьшении объема в 3 раза, концентрации газов в системе возрастут в 3 раза. Скорость прямой реакции увеличится в 27 раз.
Vпр.= [3SO2]2[3O2] = 27[SO2] [O2]
2.Т/ 10 = 70-30 /10 =4. По правилу Вант-Гоффа VТ+Т / VТ = Т/ 10 =24 =16
3. Кр= (0.40)2 / (0,01)(3,00)3= 0,593
4. По принципу Ле Шателье надо
а) повысить температуру; б) понизить давление; в) повысить концентрацию
PCl5, понизить концентрации PCl3, Cl2, (выводя их из сферы реакции).
Глава 4
Задания
1.Na2CO3 + H2O NaOH + NaHCO3 рН>7
2. 2CrCl3 + 3K2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6KCl
3. NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3
4. В результате протекания необратимого гидролиза образуется осадок
карбоната гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3.
5. NaHSO3 + H2O NaOH + SO2. Выделяется газ SO2.
Глава 5
Задания
1.Sn + H2SO4 конц. H2SnO3 + SO2 + H2O
1 Sn + 3H2O – 4e = H2SnO3 + 4H+
2 SO42- +4H+ + 2e = SO2 + 2H2O
Sn + 3H2O + 2SO42 + 8H+ = H2SnO3 + 4H+ +2SO2 + 4H2O
Sn + 2H2SO4 конц. = H2SnO3 + 2SO2 + H2O
2. KMnO4 + H2S + H2SO4 MnSO4 + S + К2SO4+ H2O
2 MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4 H2O
5 H2S – 2e = S0 + 2H+
2MnO4- + 16H+ + 5H2S = 2Mn2+ + 8H2O + 5S + 10H+
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + К2SO4+ 8H2O
3. Fe (OH)2 + O2 + H2O Fe (OH)3
4 Fe (OH)2 + H2O - 1e Fe (OH)3 + H+
O2 + 2H2O +4e 4OH-
4Fe (OH)2 + 4H2O + O2 + 2H2O Fe (OH)3 + 4H+ + 4OH-
4Fe (OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe (OH)3
H2S + H2SO3 S + H2O
2 H2S – 2e = S0 + 2H+
SO32- + 6H+ + 4e = S0 + 3H2O
2H2S + SO32- + 6H+ = 2 S0 + S0 +4H+ +3H2O
2H2S + H2SO3 3S + 3H2O
5. Исходя из положения углерода в ПСЭ (4 группа, р-элемент, 2 период) возможные СО: С-4 в СН4 – низшая СО; С+4 в СО2 , Н2 СО3 и ее солях - высшая СО; промежуточные СО С0 – графит и др., С+2 в СО, С-2 – в некоторых органических соединениях.
Глава 6
Задания
Перекись водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, поэтому она может проявлять как окислительные. Так и восстановительные свойства.
Жесткость обусловлена наличием в воде Ce2+ и Mg2+. Временная жесткость характеризуется наличием гидрокарбонатов, а постоянная- сульфатов и хлоридов этих металлов.
H3BO3- ортоборная
HBO3- метаборная
H2B4O7- тетраборная
2Al+3H3SO4=Al2O3+3SO2+3H2O
Sn+2NaOH+4H2O=Na2[Sn(OH)6]+2H2
Все значения от –3 до +5.
+6, +4, -2.
Слева направо окислительная уменьшается, а сила кислот увеличивается.
Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O
Ответы на тесты
Глава I 1б, 2б, 3а, 4в, 5в.
Глава II 1а, 2в, 3б, 4в, 5а, 6б.
Глава III 1в, 2а.
Глава IV 1б, 2а, 3а, 4б, 5в, 6б.
Глава V 1в, 2в, 3в, 4а, 5в.
Глава VI 1в, 2в, 3а, 4в, 5б, 6б, 7в.
Тесты по курсу
1. Сколько электронов у иона Cl- ? а)16, б)17, в)18
2. Какая из АO-3d или 4p заполняется электронами ранее? а)3d, б)4p
3. Какой тип связи имеет место в молекуле СО2. а)ковалентная полярная б)ионная, в)ковалентная неполярная.
4. Какие связи имеются лишь в комплексном ионе NH4? а)ковалентная полярная, б)ковалентная неполярная и координационная, в)ковалентная полярная координационная.
5. Какая из систем является гомогенной?
а) С+О2 =СО2
б) N2+O2 =2No
в) N2+3H2 =2NH3
6. В какую сторону сместится равновесие реакции N2+3H2 =2NH3 при повышения давления?
а)сместится влево, б)сместится вправо, в)не сместится.
7. Какая соль не подвергается гидролизу?
а)хлорид натрия, б)карбонат натрия, в)сульфат натрия.
8. Какую реакцию среды имеет водный раствор хлорида цинка?
а)кислая, б)нейтральная, в)щелочная.
9.Чему равна процентная концентрация раствора уксусной кислоты, полученного при растворении 20г кислоты в 80мг. воды?
10. Определите тип о/в реакции Cl2 + H2O → HClO + HCl ?
а)внутримолекулярная, б)диспропорционирования, в)межмолекулярная.
11. Какие из металлов не растворяются в соляной кислоте?
а)железо, б)медь, в)магний.
12. Какой продукт восстановления получится при взаимодействии меди с азотной кислотой? а)N2, б)NO, в)NH3.
13. Какой из оксидов обладает амфотерными свойствами? а)CaO, б)ZnO, в)CO.
14. Какой из металлов растворяется в водном растворе щёлочи?
а)Al, б)Zn, в)Mg.
15. При взаимодействии какого металла с соляной кислотой водород не выделяется?
а)Сu, б)Cr, в)Mn.
16. Какие из реакций являются окислительно-восстановительными?
а)NaOH + HCl = NaCl + H2O б)CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
в)MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O