|
Содержание работы или список заданий
|
ОБЩАЯ ХИМИЯ.
ВАРИАНТ №1
Самостоятельная работа №1.
Темы «Основные понятия химии», «Основные законы химии»
1. Какая частица называется протоном? Сколько протонов, нейтронов и электронов находится в атоме железа, атоме углерода? Значение атомных масс округлите до целого числа. Чему равен заряд ядра атомов указанных элементов?
2. Дайте определение понятиям «ион», «химический элемент», «относительная атомная масса», «молекула», «относительная молекулярная масса». Приведите примеры.
3. Что называют изотопами? Какие изотопы известны для углерода? В каком процентном соотношении существуют эти изотопы?
4. Сформулируйте закон Авогадро и его следствия. Рассчитайте плотность кислорода: а) по водороду; б) по воздуху.
5. Определите молекулярную массу Fe2O3, Fe(OH)3, Fe2(SO4)3.
6. Рассчитайте:
а) сколько моль вещества содержится в 2 кг Fe2O3, в 17 г Fe2(SO4)3;
б) сколько молекул содержится в 1 м3 метана СН4 (при н.у.);
в) чему равна масса 0,25 моль Fe(OH)3..
7. Минерал бирюза содержит 24,8% алюминия, 2,3% водорода, 14,2% фосфора, 58,7% кислорода (окраску минералу придают ничтожные примеси меди). Определите простейшую формулу бирюзы.
Тема 2. Строение электронных оболочек
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
II. Строение
электронных
оболочек Основные положения квантовой механики: электронная орбиталь; квантовые числа.
Строение электронных оболочек.
Принцип Паули. Заполнение электронных оболочек: правило наименьшей энергии; правило Хунда; правило Клечковского. Электронные семейства 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.2
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел I, гл.1
(параграфы 1.1-1.3) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.III,
раздел 1
Тема 3. Периодический закон и периодическая система химических элементов
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
III. Периодический закон и
периодическая система
химических
элементов Формулировка Периодического закона. Строение периодической таблицы:
периоды, группы. Изменение свойств элементов в периоде и в группах 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.3
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел I, гл.1
(параграфы 1.4-1.5) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.XI,
раздел 1
После изучения данного раздела студентам следует знать:
1. Квантовые числа и атомные орбитали.
2. Принцип Паули, правила Гунда, Клечковского.
3. Периодическую систему Д.И.Менделеева.
4. Энергию ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
5. Понятие о размерах атомов и ионов.
Студенты должны уметь:
1. Составить электронную формулу любого атома или иона и определить квантовые числа электронов.
2. По электронным формулам определить элемент, его место в таблице Д.И.Менделеева, его свойства.
3. Определить валентность элементов в основном и возбужденном состояниях атомов.
После изучения тем необходимо выполнить самостоятельную работу №2.
Самостоятельная работа №2
Темы «Строение электронных оболочек», «Периодическая система химических элементов»
1. Для элементов №17 и №26
- выпишите название и символ элемента;
- укажите номер периода, номер группы и подгруппу (главная или побочная);
- определите число протонов, нейтронов и электронов;
- составьте электронную и электронно-графическую формулы;
- укажите, к какому электронному семейству относится элемент;
- укажите валентные орбитали и определите число всех возможных валентных электронов
(в нормальном и возбужденном состоянии);
- запишите формулу высшего оксида и вычислите в нем массовую долю этого элемента.
2. Укажите:
- каким атомам (название и символ) соответствуют следующие электронные формулы,
- к какому электронному семейству они относятся;
- в каком периоде и в какой группе (подгруппе) находятся эти элементы.
а) 1s22s1;
б) 1s22s22p63s23p63d104s24 p6;
в) 1s22s22p63s23p63d34s2;
г) 1s22s22p63s23p2.
3. Составьте электронные и электронно-графические формулы:
а) для атома железа и катиона Mn4+;
б) для атома кислорода и аниона О2-.
4. Атомные массы элементов в Периодической системе Д.И.Менделеева непрерывно увеличиваются, тогда как свойства простых веществ изменяются периодически. Как это можно объяснить?
5. Элемент в Периодической системе имеет порядковый номер 23. Какие свойства проявляют его оксиды, отвечающие высшей (определите самостоятельно) и низшей (II) валентности? Приведите примеры соединений и уравнения реакций, подтверждающие ваши предположения.
Тема 4. Химическая связь
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
IV. Химическая связь 1. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол. Основные положения метода валентных связей 1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.4 (разделы 4.1-4.4)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел I, гл.2
(параграф 2.1) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IV
2. Ковалентная связь. Особенности ковалентной связи: насыщенность, направленность. Гибридизация. Полярные и неполярные связи. Диполи 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.4
(раздел 4.5)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел I, гл.2
(параграфы 2.2-2.3) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IV
3. Ионная связь. Энергия ионизации, сродство к электрону. Особенности ионной связи: ненасыщенность, ненаправленность.
4. Другие виды химической связи: металлическая связь, межмолекулярное взаимодействие (ориентационное, индукционное, дисперсионное), водородная связь 1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.4 (разделы 4.6-4.9)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел I, гл.3
(параграфы 3.1-3.2) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IV
После изучения данного раздела студентам следует знать:
1. Виды и характеристики химической связи.
2. Ковалентную связь и ее природу.
3. Метод валентных связей. Образование связи по обменному и донорно-акцепторному механизмам.
4. Гибридизацию атомных орбиталей.
5. Структуру и полярность молекул.
6. Ван-дер-ваальсовы (межмолекулярные) связи.
7. Водородные связи.
8. Химические связи в твердых телах: ковалентные, ионные и металлические.
Студенты должны уметь:
1. Определить полярна или неполярна химическая связь и степень ее полярности. Привести примеры полярных и неполярных связей. Определить полярна или неполярна молекула.
2. Указать примеры веществ, между молекулами которых возникают: а) Ван-дер-ваальсовы связи; б) водородные связи.
Тема 5. Классы химических соединений и их номенклатура
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
V. Химические
соединения
и номенклатура 1. Основные классы неорганических соединений: определение понятий «оксиды», «гидроксиды (основания), « кислоты», «соли» Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.1(раздел 1.4)
Ч.2, гл.12 (раздел 12.1) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.II
2. Номенклатура простых и сложных неорганических соединений Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.1 (1.2-1.3)
После изучения данного раздела студентам следует знать:
1. Основные классы неорганических соединений, их номенклатуру.
2. Химические реакции получения соединений различных классов.
3. Способы получения основных классов, их химические свойства.
Студенты должны уметь:
1. Составить формулу и назвать химическое соединение (оксид, гидроксид, кислота, соль).
2. Написать уравнения реакции получения каждого класса неорганических соединений и реакций их взаимодействия.
По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №3.
Самостоятельная работа №3
Разделы «Основные классы неорганических соединений»,
«Номенклатура неорганических соединений»
1. Дайте определение следующим соединениям и приведите в качестве примера по 2 формулы указанных соединений:
а) амфотерный оксид,
б) кислотный гидроксид (кислота),
в) основная соль.
2. Назовите следующие соединения, укажите, к какому классу они относятся:
Ba(HCO3)2, H4SiO4, Cr(OH)3, Rb2O, CaMnO4, H2SeO3, NH4OH, [Cr(OH)2]2SO4, Al(OH)Cl2, Li2CrO4.
3. Определите класс и напишите формулы следующих соединений:
оксид алюминия, селеноводородная кислота, сульфит аммония, дигидрофосфат калия, ортокремневая кислота, гидросиликат железа(III), вольфрамовая кислота, гидроксид кобальта(II), хлорид дигидроксосвинца(IV), сульфид цинка.
4. Взаимодействуют ли с кислотой:
а) амфотерные оксиды,
б) кислотные гидроксиды,
в) основные соли?
Приведите примеры уравнений соответствующих химических реакций и назовите продукты.
5. Какие реакции можно использовать для получения:
а) амфотерного оксида,
б) кислотного гидроксида,
в) основной соли?
Приведите уравнения соответствующих химических реакций.
6. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно последовательно получить следующие соединения, укажите типы химических реакций:
Na ® NaOH ® Na3[Cr(OH)6] ® Na2SO4 ® NaOH
Тема 6. Основные закономерности протекания химических процессов
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
VI. Основные
закономерности
протекания
химических
процессов 1. Химические реакции:
типы химических реакций.
Основы термохимии: закон Гесса; расчет теплового эффекта химической реакции Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.6 (раздел 6.1.5) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 1
2. Возможности протекания реакции: основные понятия термодинамики (внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса). Основное уравнение термодинамики. Определение возможности протекания реакции в стандартных условиях 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.6 (раздел 6.1)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел II, гл.5
(параграфы 5.1-5.4) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 1
3. Скорость протекания реакции: основы химической кинетики
(скорость химической реакции, закон действия масс, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса).
Катализаторы.
Химическое равновесие.
Принцип Ле Шателье 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.6 (раздел 6.2)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел II, гл.5
(параграф 5.5) гл.7
(параграфы 7.1-7.2, 7.5) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 2
После изучения данного раздела студентам следует знать:
1. Основные типы химических реакций.
2. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и энергия Гиббса.
3. Закон Гесса. Энтальпия образования химических соединений.
4. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
5. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа.
6. Константу химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
7. Уравнение Аррениуса. Энергию активации.
8. Катализ и катализаторы. Основные области применения катализаторов.
Студенты должны уметь:
1. Определить тепловой эффект химической реакции.
2. Определить возможность или невозможность протекания химических процессов.
3. Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие; направление смещения равновесия под действием тех или иных факторов.
4. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении концентрации вещества или при изменении температуры.
По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №4.
Самостоятельная работа №4
Тема «Общие закономерности химических процессов»
1. Пользуясь таблицей растворимости солей, кислот и оснований, составьте уравнения реакций, проходящих между:
а) нитратом железа(II) и гидроксидом натрия;
б) гидроксидом хрома и гидроксидом калия;
в) хлоридом дигидроксоалюминия и соляной кислотой.
Расставьте коэффициенты, укажите признаки и тип реакций.
2. Пользуясь справочными материалами, рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сжигании 1 м3 бутана С4Н10.
3. Используя табличные значения стандартных энтропий и энтальпий, вычислите значение энергии Гиббса для реакции
2HCl (газ) + 1/2O2 (газ)® Сl2 (газ) + H2О (ж)
и определите принципиальную возможность или невозможность осуществления реакции: а) в стандартных условиях; б) при 500оС. При ка кой температуре возможно состояние равновесия?
4. Как изменится скорость реакции 2NO(газ)+ Cl2 (газ) =2 NOCl (газ), если концентрация оксида азота(II) будет увеличена в 5 раз?
5. На сколько градусов нужно повысить температуру химической реакции, чтобы ее скорость увеличилась в 10 раз? Температурный коэффициент ? примите равным 2,7.
Тема 7. Растворы
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
VII. Растворы 1. Растворы.
Виды растворов. Водные растворы.
Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, титр, молярная, нормальная концентрации).
Расчет концентрации раствора. Общие (коллигативные) свойства растворов.
Законы Рауля. Растворы неэлектролитов 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.7 (раздел 7.2)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел III, гл.8
(параграфы 8.1-8.3) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VI
2. Растворы электролитов.
Изотонический коэффициент, степень диссоциации, константа диссоциации, сильные и слабые электролиты.
Диссоциация кислот, оснований, солей. Определение концентрации ионов в растворе электролита. Водородный показатель (рН). Расчет рН. Произведение растворимости и расчет Пр 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.8
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел III, гл.8
(параграфы 8.4-8.5)
Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VII, разделы 1-4
3. Реакции обмена в растворах электролитов. Молекулярные и ионные формы уравнений. Гидролиз солей, уравнения гидролиза. Степень гидролиза. 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.1, гл.8
(разделы 8.11-8.12)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел III, гл.8
(параграф 8.6) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VII, раздел 5
После изучения данного раздела студентам следует знать:
1. Общие свойства растворов и понятие идеального раствора.
2. Законы Рауля, осмотическое давление.
3. Понятие сильных и слабых электролитов.
4. Теории кислот и оснований Аррениуса, Бернстеда и Льюиса.
5. Степени и константы диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.
6. Ионное произведение воды и водородный показатель.
7. Произведение растворимости.
8. Гидролиз солей.
Студенты должны уметь:
1. Рассчитать давление насыщенного пара растворителя над раствором, изменение температур плавления и кипения и осмотическое давление раствора по известной концентрации.
2. Рассчитать молярную концентрацию, массовую долю и титр раствора.
3. Написать уравнения процессов электролитической диссоциации электролитов.
4. Рассчитать степени диссоциации слабого электролита и концентрацию ионов в этом электролите.
5. Рассчитать рН растворов сильных кислот и щелочей, слабых кислот и оснований.
6. Рассчитать растворимости и произведения растворимости труднорастворимых соединений.
7. Составить уравнения для реакций ионного обмена в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.
8. Составить уравнения гидролиза по катиону, по аниону; составить уравнения совместного гидролиза двух солей. Рассчитать степени гидролиза.
По указанной теме необходимо выполнить самостоятельные работы №5, №6.
Самостоятельная работа №5
Темы «Способы выражения концентрации растворов», «Растворы электролитов», «Концентрация ионов», «Водородный показатель», «Произведение растворимости»
1. Что называют концентрацией раствора? Какая концентрация называется: а) молярной; б) массовой долей? Что показывают эти концентрации? Ответьте на вопросы, приведите формулы для расчетов.
2. Решите задачи:
а) В 600 г воды растворили 325 г гидроксида калия, плотность раствора равна 1,381 г/мл. Найти: молярность и массовую долю КОН;
б) Сколько граммов сульфита натрия нужно взять для приготовления: а) 150 мл 0,12 М (0,12 молярного) раствора; б) 4 л 0,05 М раствора; в) 1,5 л 20%-ного раствора, плотность которого равна 1,145 г/мл?
3. Что такое электролиты? Приведите примеры электролитов.
4. Что показывает константа диссоциации? Составьте выражение константы диссоциации для каждой стадии диссоциации молекул: а) угольной кислоты; б) гидроксида цинка.
5. Как рассчитать концентрацию ионов в растворе: а) сильного электролита; б) слабого электролита? Приведите формулу для расчетов. Чему равны значения ? - степени диссоциации в каждом случае и почему?
6. Решите задачи:
а) В 4 л воды растворили 0,40 г гидроксида натрия. Пренебрегая изменением объема и считая диссоциацию гидроксида натрия полной, определите рН полученного раствора.
б) В 2 л воды растворили 10,2 г хлорноватистой кислоты. Принимая Кдис.HClO равной 5?10-8, определите рН полученного раствора. Как изменился водородный показатель раствора по сравнению с чистой водой?
в) Пр Ag2SO4 = 2?10-5. Определите массу ионов серебра в 0,5 л насыщенного раствора соли.
Самостоятельная работа № 6
Тема «Реакции обмена в растворах электролитов»
1. Напишите продукты реакций, расставьте коэффициенты. Уравнения реакций обмена запишите в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной форме:
а) оксид углерода(IV) + гидроксид натрия ?
б) карбонат кальция + уксусная кислота ?
в) хлорид дигидроксоалюминия + хлороводородная кислота ?
2. Ответьте на вопросы:
а) Какой процесс называют гидролизом?
б) Что показывает степень гидролиза?
в) В каких случаях возможен необратимый гидролиз?
3. Изменится ли реакция среды при растворении в чистой воде следующих соединений: CuSO4, K2SO4, K2SiO3, NH4CН3СОО? Ответьте на вопрос и напишите уравнения реакций в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной форме учитывая, что процесс идет по стадиям. Укажите реакцию среды раствора.
4. К каждому из трех растворов CrCl3, Na2SO4 и Na2S добавили раствор Na2CO3. В каком случае будет выделяться СО2? Почему? Составьте уравнения совместного гидролиза солей в молекулярной и ионной форме.
Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
VIII. Окислительно-восстановительные реакции 1. Степень окисления, расчет степени окисления. Окислитель, процесс окисления, типичные окислители.
Восстановитель, процесс восстановления, типичные восстановители. Типы ОВР.
Метод электронного баланса.
Направление протекания ОВР 1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.9 (разделы 9.1- 9.3)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел III, гл.9
(параграф 9.1) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VIII, разделы 1-3,6
2.Основы электрохимии: электродный потенциал, разность потенциалов. Гальванические элементы. ЭДС. Уравнение Нернста. Химические источники электрического тока. Электролиз. Законы Фарадея. Коррозия металлов. Защита от коррозии. 1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.9 (разделы 9.4-9.6)
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел III, гл.9
(параграфы 9.2, 9.4, 9.6-9.8) , гл.10 Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.VIII, разделы 5,7
После изучения данного раздела студентам следует знать:
1. Степень окисления. Метод электронного баланса
2. Электродные потенциалы и ЭДС. Уравнение Нернста.
3. Электродные процессы на катоде и на аноде. Законы Фарадея.
4. Аккумуляторы и топливные элементы.
5. Классификацию коррозионных процессов.
6. Химическую коррозию.
7. Основные методы защиты от коррозии.
Студенты должны уметь:
1. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса; указать окислитель и восстановитель; тип ОВР.
2. Рассчитать ЭДС и определить направление ОВР.
3. Написать схемы электродных процессов электролиза растворов и расплавов солей.
По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №7.
Самостоятельная работа № 7
Тема «Окислительно-восстановительные реакции»
1. Дайте определение понятиям:
а) электроотрицательность;
б) окислитель;
в) процесс восстановления.
Приведите примеры для пунктов б,в.
2. Какие из приведенных реакций относятся к окислительно-восстановительным?
Для окислительно-восстановительных реакций укажите окислитель и восстановитель:
1) K2SO3 ® K2S + K2SO4
2) CaCO3 ® CaO + CO2
3) Na2SiO3 + H2O « NaHSiO3 + NaOH
4) Zn + HNO3(разб.) ® Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.
3. В указанных реакциях:
- расставьте коэффициенты методом электронного баланса;
- укажите окислитель и восстановитель;
- определите тип окислительно-восстановительной реакции
1) Al + NaOH + H2O ® H2 + Na3[Al(OH)6]
2) MnO2 + KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl + H2O
3) P + HNO3 + H2O ® H3PO4 + NO
4) S + KOH ® K2S + K2SO3 + H2O
5) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
4. Пользуясь таблицами стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, определите направление возможного самопроизвольного протекания реакций:
1) H3PO4 + 2HI = H3PO3 + I2 + H2O;
2) H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = 2Ag + 2HNO3 + H3PO4.
5. Какую коррозию называют химической? Приведите примеры химической коррозии.
Тема 9. Комплексные соединения
Тема Основные понятия и термины Учебники Задачники
IX.Комплексные соединения Строение, классификация, номенклатура комплексных соединений. Химическая связь в комплексных соединениях. Константа нестойкости для комплексных соединений. Реакции обмена и ОВР с участием комплексных соединений 1) Н.Л. Глинка
Общая химия, 2006
Ч.2, гл.13
2) Н.В. Коровин
Общая химия, 2005
Раздел I, гл.3
(параграфы 3.3-3.4) Н.Л. Глинка
Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.IX
После изучения данного раздела студентам следует знать:
1. Координационную теорию Вернера.
2. Комплексы, лиганды, комплексообразователи, координационное число и заряд комплекса; константу диссоциации комплексных ионов.
Студенты должны уметь:
1. Определить заряд и координационное число комплексообразователя.
2. Определить вакантные орбитали комплексообразователей и неподеленные электронные пары, ответственные за образование ковалентных связей в комплексах.
3. Написать уравнения ступенчатой диссоциации комплексных ионов и константы диссоциации.
4. Составить для комплексных соединений уравнения реакций: а) обмена в молекулярной и ионной форме; б) окислительно-восстановительные реакции.
По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №8.
Самостоятельная работа №8
1. Дайте определение понятиям:
а) комплексообразователь;
б) лиганд;
в) координационное число;
г) комплексный ион.
2.Составьте формулы комплексных соединений:
а) CoCl3?H2O? 4NH3;
б) 2Ba(OH)2?Co(OH)2;
в) 2NH4Br?CuBr2?2NH3.
Назовите полученные комплексные соединения.
Для каждого комплексного соединения выпишите:
- комплексообразователь, укажите заряд комплексообразователя;
- лиганды, укажите заряд лигандов;
- координационное число центрального иона (комплексообразователя).
3. Составьте уравнения реакций образования комплексных соединений, подберите коэффициенты,
составьте полные ионные и сокращенные ионные уравнения:
а) BaF2 + SiF4 ? в) Ag2S2O3 + Na2S2O3 ?
б) Al(OH)3 + KOH + H2O ? г) Co(NO2)3 + KNO2 ?
4.Cоставьте выражение для константы нестойкости указанных комплексных ионов:
[Fe(CN)6]3-; [Cr(H2O)2Cl2]+.
5. Константы нестойкости Кнест. следующих комплексных ионов равны:
а) Кнест.[Ag(NH3)2]+ = 9,0 •10-8;
б) Кнест.[Cu(NH3)4]2+ = 2,0 •10-13;
в) Кнест.[Co(NH3)6]3+ = 6,0 •10-36.
Какой из ионов более устойчивый? Раствор какого комплексного иона будет содержать больше ионов-комплексообразователя при одинаковой концентрации указанных комплексных ионов?
|