Н Е О Р Г А Н І Ч Н А

Х І М І Я

для студентів 1 курсу хімічного факультету

(стаціонар)

Методичні вказівки НМК-2-09

Навчально-методичний комплекс: Інформація про болонську систему,

робочі плани, графіки модульного контролю, блоки контрольних питань

Чернівці ЧНУ

2009

2

НМК-2-09. Укладачі О.Панчук, П. Фочук, О.Коровянко, О. Копач, В. Іваницька, Є. Вержак

Кафедра неорганічної хімії, хімічний факультет ЧНУ Чернівці, 2009.

3

2.1 Порядок нарахування балів та графік модульного контролю

(див. також НМК-1, п.2) Загальне зауваження: нумерація розділів та підрозділів в НМК-2 відповідає (або є продовженням) нумерації, застосованій в НМК-1

9.1.Основні положення модульної системи. В ЧНУ введена модульна система фіксації результатів навчання кожного студента. Вона

полягає в тому, що студент під час семестру виконує різні завдання, за які періодично звітує, набираючи ту чи іншу кількість балів. Схематично це показано на табл. 2.4 (як приклад, ця схема є лише зразком): Табл. 9.1. Кожен модуль, як видно, складається з декількох навчальних елементів (НЕ), кожен з них за результатом контролю знань дає певне число балів студенту. Для курсу неорганічної хімії передбачено 3 модулі в 1-му сем., 2 – в 2-му та 2 модулі в 3-му сем. Під час семестру студент може набрати до 100 балів ECTS (позначення для болонської системи) за сумою всіх модулів. За сумарним результатом цих випробувань і виставляється остаточна оцінка (див. таблицю 6.1).Її отримують в кінці семестру без іспиту оцінки згідно з таблицею 6.1. Студенти рівня Fх, а також студенти, які бажають покращити свою семестрову оцінку, відмовляються від семестрової оцінки, і тоді складають іспит з питаннями, які входять до усіх модулів семестру, завдання іспиту оцінюються знову в 100 балів ECTS.

У випадку курсу „Неорганічний синтез”, який закінчується заліком, набрані 60 і більше балів означають „зараховано” (букви оцінок виставляються відповідно до досягнутої кількості балів – табл. 6.1), 59 і менше число балів ECTS – „не зараховано”, такий результат підлягає перескладанню.

НЕ

1.1

. Атомно

-молекулярне

вченн

я

НЕ

1.2

. Основні

закони хімії

Модуль 2. Хімічна кінетика та термодинаміка Будова атома

Модуль 3. Хіміч-ний зв’язок, періодичний закон

Модуль 1. Основні хіміч-ні поняття та закони.

Модуль 5. Комплекси, електрохімія

НЕ

1.3

. Основи базової хімії

НЕ

2.3

. Хімічна

термодин

аміка

НЕ

2.5

. Будова атом

а

НЕ

3.1

. Періодичний

закон

НЕ

3.2.

Тип

и зв

’язку

НЕ

3.3

. Ковал

. зв’язок

НЕ

3.4.

Власт

. зв’язку

НЕ

3.5

. Власт

. речовин

НЕ

5.2

. Електрохімія

Модуль 4. Розчини

НЕ

4.1.

Тип

и дисперговани

х систем

НЕ

4.2

. Фізична

теорія розчин

ів

НЕ

4.3

. Електролітична дисоціація

НЕ

4.4

. Гідратація та

гідроліз

НЕ

5.1

. Будова комплексів

НЕ

5.3.

Основи геохімії

НЕ

2.1

. Хімічна

кінетика

НЕ

2.2

. Хімічна

рівновага

НЕ

2.4

. Історія

вивч.

атома

НЕ

2.5

. Ядро та

атом

Навчальна дисципліна: Неорганічна хімія

4

Таблиця 6.1.

Сума набраних балів за семестр (ECTS)

Оцінювання в системі ЕСТS

Оцінка (національна шкала)

Примітка

90 - 100 А 5 (відмінно) 82-89 В 4 (добре) 75-81 С 4 (добре)

69 – 74 D 3 (задовільно) 60-68 E 3 (задовільно)

35 – 59 Fх 2 (незадовільно) з можливістю повтор- ного складання

1 - 34 F 2 (незадовільно) З повторним про-слуховуванням курсу

Види навчальної діяльності в модульній системі при вивченні курсу неорганічної хімії (неорганічного синтезу). Підчас семестру (курс неорганічної хімії розрахований на 1,2 та 3-ий семестри, а неорганічного синтезу – тільки на один – 2-ий), студенти слухають лекції, розв’язують задачі та виконують лабораторні роботи за планом тощо (див. нижче роб. план на 1-3 сем., табл.9.3-9.5). Паралельно за відповідним графіком вони повинні звітувати про набуті підчас семестру знання, що дасть їм можливість здобути ту чи іншу кількість балів. Форм цього звіту є декілька (див. табл. 9.3-9.5 ) :

• теоретичні контрольні роботи (КР): вони приносять в 1 семестрі до 17-22 балів ECTS за кожну з 3-х КР, в 2-му сем. до 16-23-и балів ECTS за кожну з 2-х КР; в 3-му до 23-26 балів за кожну КР (табл. 9.3-9.5 ). Детальніше див. НМК-1, п.2.1-2.3.

• складання лабораторних робіт (КРЛ): вони приносять за кожну по 4-6 балів ECTS в 1-му, 2-му та 3 семестрі і до 30-40 балів ECTS в курсі „неорганічний синтез” (табл. 9.9.). Детальніше див. НМК-1, п.3.4.

• вміння розв’язувати задачі. Всього передбачено розв’язування 22 типів задач; кожен тип оцінюється в 1 бал (передбачено повторний контроль окремих типів задач впродовж 3-х семестрів, див. нижче табл. 9.3-9.5). Банк задач різних типів поміщено на сайті кафедри і надруковано в НМК-1. Контроль задач не перескладається. Детальніше див. НМК-1, п.3.5. Крім вищезазначених основних завдань (загалом розрахованих на оцінку „3-4”) навчальним планом передбачено виконання ІНДЗ, що наближає студента до оцінок „4-5”.

• Індивідуальне науково-дослідне завдання (ІНДЗ), види якого такі: • Індивідуальна робота над учбовим посібником. Студент в своєму конспекті самостійно

вводить додаткові записи, що стосуються матеріалу, який викладався на лекції. За якісну роботу над конспектом дається до 4-6 балів ECTS в кожному модулі (табл. 2.1-3), конкретні завдання див. табл. 6.1). Критерії оцінок дивись в НМК-1 (п. 3.6 та табл. 2.1-3 і на сайті кафедри.

• Реферативна робота (2-ий семестр). На початку 1-го семестру студентам пропонуються теми реферативних робіт з неорганічної хімії. Студент опрацьовує відповідну літературу, пише курсову роботу (обсягом 10-20 сторінок) і захищає її підчас заключних занять групи. Це дає до 12-и балів ECTS. Критерії оцінок дивись в НМК-1, п.3.7 і на сайті кафедри.

Підрахунок балів за контроль у випадку пропущеного контролю. Пропущені з будь-якої причини теоретичні КР не переписуються. Якщо пропуск стався через

поважну причину (довідка), при остаточному розрахунку суми балів за пропущену КР ставиться середня величина, отримана за інші КР. Якщо лабораторні заняття, підчас яких проводився контроль КРЛ або за типами задач, пропущені через вагому підставу (довідка), то цей вид контролю повинен бути повторений, при умові, що лабораторна робота відпрацьована (це - обов’язкова умова виконання навчального плану).

Методика модульного контролю з курсу „неорганічний синтез” (2-ий семестр). Оскільки цей курс інтегрований з лабораторним практикумом з неорганічної хімії, то модульний контроль в 2-му семестрі окремо з неорганічного синтезу не проводиться, а автоматично враховуються

5

результати з КРЛ з перерахунком числа балів (див. графік атестації з курсу „неорганічний синтез”, табл. 9.9).

Методика модульного контролю з курсу „Вибрані розділи неорганічної хімії” (3-ий семестр). Оскільки цей курс інтегрований з лабораторним практикумом з неорганічної хімії, то модульний контроль в 3-му семестрі окремо з курсу „Вибрані розділи неорганічної хімії” не проводиться, а автоматично враховуються результати з КРЛ з перерахунком числа балів (див. графік атестації, табл. 9.13-9.14)

2.2. ЗМІСТ НАВЧАЛЬНОГО ПРОЦЕСУ

Програма

Н Е О Р Г А Н І Ч Н А Х І М І Я (інтегровано з курсом „Неорганічний синтез” та

„Вибрані розділи неорганічної хімії”)

ЧАСТИНА І-А (СКЛАДАЄТЬСЯ В 1-МУ СЕМЕСТРІ)

Тема 1. ВСТУП 1.1. Предмет хімії. Її місце серед інших природничих наук. Неорганічна хімія, питання, які вона вивчає та її місце в системі хімічних наук. Значення неорганічної хімії для народного господарства й оборони країни. Екологічні проблеми екстенсивного зростання хімічної промисловості.

1.2. Прості і складні речовини. Класи неорганічних сполук. Способи добування та хімічні властивості оксидів, основ, кислот (безкисневих, кисневих), солей. Структурні (графічні) формули цих речовин. Генеалогічний зв’язок між класами неорганічних сполук. Реакція нейтралізації – основна в хімії. Введення поняття про амфотерні гідроксиди. Розгляд їх поведінки на основі їх структурних формул.

1.3. Атомно-молекулярна теорія: атом, молекула, хімічний елемент, а.о.м ., молекулярна маса, молярний об’єм, моль, число Авогадро. Основні закони хімії: збереження маси речовин, сталості складу, кратних відношень. Газові закони: Бойля-Маріотта, Гей-Люссака. Формула Клапейрона. Закон Авогадро, формула Дюлонга-Пті. Методи визначення атомних та молекулярних мас. Еквіваленти, закон еквівалентів, способи визначення. Розрахунок еквівалентів кислот, основ, солей.

1.4. Уявлення про будову атомів. Електронні оболонки (без орбіталей) та ядро атома. Нуклони в ядрі, розрахунок їх кількості з Періодичної системи. Максимальне число електронів на електронних рівнях (формула). Поняття про ізотопи.

1.5. Метали та неметали з електронної точки зору. Залежність металічних чи неметалічних властивостей елементів та їх валентностей від положення в періодичній системі (номер групи, підгрупи). Зміна атомних радіусів елементів в Періодичній системі, вплив цього фактору на здатність атомів приєднувати (віддавати) електрони.

1.6. Елементарні поняття про хімічний зв’язок: іонний, ковалентний (неполярний, полярний).

1.7. Поняття про розчини. Поглиблене розуміння природи кислот та основ. Основи як гідроксиди металів у валентному стані І-ІІІ (ІV), кисневі кислоти як гідроксиди неметалів у валентному стані І-VІІ або металів у валентному стані ІV-V ІІ. Масова частка розчиненої речовини. Молярна концентрація розчину. Методи приготування.

6

НАВИЧКИ Й УМІННЯ Уміти: проводити розрахунки за законами Авогадро, еквівалентів; обчислювати величини атомних (молекулярних) мас речовин за експериментальними даними; виводити формули речовин за даними про їх склад, знати класи неорганічних сполук, володіти базовими знаннями про будову атома, її зв’язок з положенням елементів та їх властивостями в періодичній системі; розуміти основні типи хімічного зв’язку; мати поняття про розчини, кислотно-основні властивості гідроксидів елементів, а також найпростіші способи вираження концентрації розчинів.

Тема 2. ОСНОВИ ХІМІЧНОІ КІНЕТИКИ Й ТЕРМОДИНАМІКИ 2.1. Хімічна кінетика. Способи вираження концентрацій реагуючих речовин при проходженні гомогенних процесів, вираз для швидкості таких реакцій. Поняття про гомогенні та гетерогенні процеси. Вплив концентрації на швидкість гомогенних процесів – закон діючих мас. Фізичний зміст константи швидкості реакції. Вираз для закону діючих мас у випадку гетерогенних реакцій. Поняття про механізми хімічних реакцій (послідовні, паралельні, ланцюгові.

2.2. Вплив температури на швидкість гомогенних реакцій. Необхідність енергетичної підготовленості молекул реакції. Поняття про ефективні та неефективні зіткнення. Розподіл часток за енергіями. Енергія активації хімічної реакції. Рівняння температурної залежності константи швидкості реакції Арреніуса. Енергетичні діаграми реакцій (енергія часток - координата реакції). 2.3. Поняття про каталізатори. Теорія проміжних сполук. Вплив каталізатора на швидкість прямого та зворотного процесів. Причини прискорення процесів за наявності каталізатора. Поняття про інгібітори. 2.4. Оборотні та необоротні хімічні процеси. Зміна швидкостей прямої та зворотної гомогенних реакцій в часі на прикладі взаємодії водню з киснем. Визначення стану хімічної рівноваги. Виведення виразу для константи рівноваги процесу з рівнянь швидкостей прямої та зворотної реакцій. 2.5. Зсув хімічної рівноваги. Вплив зміни концентрації, тиску та температури в системі на стан рівноваги в ній. Принцип Ле-Шательє. Температурна залежність константи рівноваги процесу. 2.6. Поняття про термодинаміку. Визначення системи, ізольованої системи. Ентальпія (тепловміст) як функція стану. Одиниці вимірювання. Закон Гесса, його ілюстрація. Поняття про стандартний стан і стандартні ентальпії утворення речовин. Стандартна ентальпія хімічного процесу. Застосування закону Гесса для обчислення стандартних ентальпій хімічних процесів. 2.7. Поняття про ентропію як міру ймовірності стану системи, математичний зв'язок між цими величинами (Больцман). Залежність ентропії від температури, ії зміна при фазових переходах. Одниниця вимірювання ентропії. Оцінка зміни ентропії при хімічних процесах зі врахуванням агрегатного стану вихідних речовин та продуктів реакції. Стандартна ентропія речовини. Стандартна зміна ентропії при хімічних процесах. 2.8. Напрямок хімічного процесу. Принцип Бертло-Томсена та його обмеженість. Дві рушійні сили хімічного процесу. Поняття про вільну та зв'язану енергію. Вираз для обчислення вільної енергії Гіббса. Критерій можливості проходження хімічної реакції при різних за величиною й знаком стандартних ентальпіях й ентропіях реакції. Математичний зв'язок константи рівноваги процесу з величиною зміни вільної енергії. Термодинамічні та кінетичні умови проходження процесу.

НАВИЧКИ Й УМІННЯ

Уміти: обчислювати за експериментальними даними швидкості реакцій та константи швидкості, будувати енергетичні діаграми процесів; обчислювати склад рівноважних складів систем, константи рівноваги процесів; оцінювати напрям зсуву хімічної рівноваги при зміні зовнішніх умов; обчислювати ентальпії утворення речовин, зміни ентальпії при перебігу хімічних процесів; обчислювати зміну ентропії і вільної енергії реакції; прогнозувати можливість проходження процесу, враховуючи термодинамічні й кінетичні його параметри.

7

Тема 3. БУДОВА АТОМА 3.1. Розвиток уявлень про будову атома (Демокріт, Праут, Менделєєв). Відкриття фізики

останньої чверті XІX ст.: катодні промені (Крукс), радіоактивність (Беккерель), аналіз розташування ліній видимої частини спектру водню Бальмером (рівняння Бальмера). Теорії будови атома Томсона, Резерфорда. Постулати Бора і виведене ним рівняння. Пояснення ним походження ліній у спектрі водню. Енергетична діаграма електронів в атомі водню. Головне квантове число. 3.2. Хвильові властивості електронів (виведення формули де Бройля) та принцип невизначеності (Гайзенберґ) як основні положення квантово-хвильової механіки. Поняття про квантові числа. Принцип Паулі. Ємність електронних оболонок (виведення максимальної кількості електронів на 1-4 рівнях). 3.3. Поняття про електронні орбіталі. Псі-функція та ймовірність перебування електрона на різних віддалях від ядра в атомі Гідрогену. Форма електронних орбіталей для s-, p- та d-електронів. 3.4. Рентгенівські спектри. Походження ліній спектру. Відмінність природи оптичного та рентгенівського спектрів. Закон Мозлі. Рентгенівські спектри як джерело інформації про будову атома (заряд ядра, число заповнених рівнів, їх заселеність). 3.5. Атомне ядро. Відкриття нейтронів. Протонно-нейтронна теорія (Іваненко, Гапон, Гайзенберґ). Взаємоперетворення протонів та нейтронів. Стійкі нуклонні конфігурації ("магічні числа"). Ізотопи та ізобари. НАВИЧКИ Й УМІННЯ Уміти: Зв'язувати число серій і ліній в оптичному спектрі та в рентгенівському спектрі з числом заповнених та дозволених енергетичних рівнів в атомі; оцінювати знак енергетичних ефектів при збудженні й релаксації електронів; обчислювати максимальне число електронів на різних рівнях атома. Розраховувати числа нуклонів різного типу в ядрах ізотопів елементів.

Тема 4. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д. І. МЕНДЕЛЄЄВА 4.1. Історія відкриття Періодичного закону. Спроби створення періодичної системи до Менделєєва (тріади Деберейнера, октави Ньюлендса, роботи Лотара Майєра). Періодичний закон Менделєєва, його варіант періодичної системи. Конструкція сучасної періодичної системи. Порядок заповнення електронних орбіталей атомів елементів. Правило Гунда. Розподіл електронів по рівнях та підрівнях атомів у формі зображення енергетичних комірок чи електронних формул. Чергові та валентні електрони в атомах різних елементів. 4.2. Метали і неметали в періодичній системі (класифікація за підгрупами). Інертні елементи. Ефективні радіуси атомів і іонів. Закономірності їх зміни в періоді, підгрупі. Енергія іонізації (іонізаційний потенціал) атомів, спорідненість їх до електрона, електронегативність. Електронна аналогія: повні та неповні електронні аналоги, критерій подліу. Коротка та довгі форми періодичної системи. НАВИЧКИ Й УМІННЯ Уміти: записувати повні електронні формули для будь-якого елементу; визначати чергові і валентні електрони для атома будь-якого елементу; зображати у вигляді енергетичних комірок схему орбіталей атома; порівнювати ефективні радіуси атомів (іонів) будь-яких елементів; оцінити тенденцію зміни енергії іонізації, споріднення до електрона, електронегативності в періоді, підгрупі. Пам'ятати величини електронегативності (за літієвою шкалою) елементів 2-го періоду та водню.

8

Тема 5. ТЕОРІЯ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ 5.1. Розвиток уявлень про валентнісь та хімічний зв'язок (Ломоносов, Берцеліус, Франкленд). Іони та іонний зв'язок. Електровалентність. Графік залежності енергії системи від віддалі між іонами („потенціальна яма”). Енергетика утворення іонів, іонних "молекул" та іонних кристалів. Енергія кристалічної ґратки. Позитивні ентальпії утворення багатозарядних елементарних аніонів. Основні характеристики та критерій утворення іонного зв'язку. 5.2. Ковалентний зв'язок. Поділені та неподілені електронні пари. Поняття про квантову хімію. Енергетична діаграма для молекули водню. Електронна густина в між'ядерному просторі. 5.3. Основні числові характеристики ковалентного зв'язку – ентальпія та полярність зв’язку. Ентальпія зв'язку (в молекулах водню, метану, гідроген хлориду), способи її обчислення. Зв'язок між ентальпією зв'язку та між'ядерною віддаллю (молекули галоген-гідридів, прості та кратні зв'язки в молекулах карбон-гідридів). Полярність зв'язку, дипольний момент молекул. Способи позначення валентних станів іонів та атомів в молекулах (ступінь окислення). Значення величин різниці електронегативностей при неполярному, полярному ковалентному та іонному зв'язку між атомами елементів. 5.4. Насиченість ковалентного зв'язку у світлі гіпотези про спін-валентність. Промотування електронів в атомах. Можливість утворення ковалентних зв'язків атомами різних груп і періодів. Аномальні валентності деяких елементів вставних декад періодичної системи. Гібридизація орбіталей: діагональна, тригональна, тетраедрична. Приклади.

5.5. Напрямленість ковалентного зв'язку і геометрія молекул в наближеннях: моделі взаємодії частково поляризованих атомів та моделі взаємодії поділених і неподілених гібридних електронних орбіталей.

5.6. Кратність хімічних зв'язків. Сигма-, пі- та дельта-зв'язки. Ілюстрація на прикладі молекули азоту (Нітрогену). Координативний (донорно-акцепторний) зв'язок. Особливості дативного зв'язку (молекула Хлору). Делокалізовані багатоцентрові зв'язки на прикладі двоелектронного трицентрового зв'язку в молекулі диборану. Основні характеристики ковалентного зв'язку. 5.7. Метод молекулярних орбіталей (ММО), його основна ідея, відмінність її від підходу методу валетних зв’язків (МВС). Енергетичні діаграми МО гомоядерних молекул 1-го та 2-го періоду. Переваги ММО перед МВС у поясненні властивостей молекул та молекулярних іонів кисню, азоту, флюору. Електронні формули молекул в системі ММО. 5.8. Поляризація атомів та іонів. Залежність поляризуючої дії іонів від їх радіусів, зарядів та електронної будови. Вплив цих факторів на здатність аніонів поляризуватись. Використання поняття про частковий заряд для позначення валентних станів іонів та атомів в молекулах з полярним ковалентним зв’язком. Слабкі сили взаємодії. Іон-іонна, іон-дипольна та диполь-дипольна взаємодії. Дисперсійна взаємодія між неполярними молекулами і сили Ван-дер-Ваальса. Водневий зв'язок: його ентальпія, сполуки, в яких він проявляється.

5.9. Кристалічний та аморфний стан речовин. Типи кристалічних ґраток. Температури топлення, кипіння та твердість іонних, молекулярних та атомних кристалів. Будова металічних кристалів. Хімічний зв’язок в металах. Пояснення 4-х фізичних властивостей останніх.

5.10. Забарвлення речовин як результат їх взаємодії з випромінюванням. Вплив електронної структури та поляризаційних явищ на забарвлення речовин. НАВИЧКИ Й УМІННЯ Уміти: оцінювати тип зв'язку в бінарних сполуках за різницею електронегативностей елементів; визначати в наближенні МВС електронну будову й геометрію молекул; вміти оцінювати відносну стійкість зв'язку залежно від міжядерної віддалі в ряду сполук-аналогів; за електронною будовою атома прогнозувати можливу гібридизацію орбіталей, геометрію молекул; розуміти різницю в енергії сигма-, та пі-зв'язків, розташуванні та числі областей перекривання орбіталей; будувати енергетичні діаграми МО бінарних гомоядерних молекул та молекулярних іонів, визначати кратність зв'язку; оцінювати характер іон-іонної, іон-дипольної взаємодій

9

залежно від розмірів та зарядів часток; прогнозувати відносну стійкість хімічних сполук, враховуючи явища поляризації і контрполяризації; оцінювати фізичні характеристики речовин залежно від типу кристалічної ґратки й прогнозувати тенденції їх зміни в ряду сполук-аналогів; аналізувати причини відсутності чи наявності забарвлення речовин у рамках наближення іон-іонної взаємодії; прогнозувати посилення чи послаблення забарвлення в ряду сполук-аналогів;

ЧАСТИНА ІІ-А (СКЛАДАЄТЬСЯ В 2-МУ СЕМЕСТРІ)

Тема 6. РОЗЧИНИ 6.1. Поняття про систему, компонент, фазу. Дисперсні системи: дисперсійне середовище, дисперсна фаза. Розчини рідкі, тверді та газоподібні. Поняття про розчинність. Способи вираження концентрації: масова частка (процентна), молярна, моляльна, нормальна. Розчини розведені та концентровані, насичені та ненасичені. 6.2. Діаграма стану води. Тиск пари над бінарним розчином і закон Рауля. Обмеження в його застосуванні. 6.3. Кріоскопія та ебуліоскопія. Відповідні закони Рауля. Кріоскопічна (ебуліоскопічна) константа. Її фізичний зміст. Явище осмосу. Осмотичний тиск. Практичне застосування законів фізичної теорії розчинів (визначення молярних мас розчинених речовин), причини позитивних та негативних відхилень від них. 6.4. Електролітична дисоціація. Механізм дисоціації іонних кристалів та полярних молекул у зв'язку з явищем сольватації (гідратації). Ступінь дисоціації, його залежність від концентрації розчину, полярності зв'язку і між’ядерної віддалі в молекулі, а також від полярності молекул розчинника (діелектрична стала). Сильні та слабкі електроліти, критерій їх класифікації. Електроліти: кислоти, основи та солі. 6.5. Ізотонічний коефіцієнт. Способи його визначення. Залежність між ізотонічним коефіцієнтом і ступенем дисоціації. Уявний ступінь дисоціації сильних електролітів. Закон розведення (Оствальда). 6.6. Характер дисоціації гідроксидів залежно від полярності зв'язків в них. Аналіз кислотно-основних властивостей гідроксидів у моделі іонного зв'язку між компонентами. Правила, які визначають зміни кислотно-основних властивостей гідроксидів залежно від радіуса та заряду центрального іона.

6.7. Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник (рН). Способи його визначення. Добуток розчинності. Три умови проходження до кінця іонних реакцій. 6.8. Процеси сольватації (гідратації) іонів. Вплив на них заряду та радіуса іона. Кристалогідрати, вплив розмірів іонів на можливість їх утворення. Поняття про гідроліз. Гідроліз солей (4 випадки). Фактори, що впливають на зсув рівноваги при гідролізі.

НАВИЧКИ Й УМІННЯ

Уміти: робити обчислення концентрацій розчинів; оцінювати кислотно-основні характеристики гідроксидів та водневих бінарних сполук на підставі уявлень про заряд та радіус умовних іонів; порівнювати силу кислот й основ у ряду аналогів; визначати pH розчину за концентрацією іонів водню або гідроксилу; записувати молекулярні та скорочені іонні рівняння процесів гідролізу солей.

Тема 7. КОМПЛЕКСНІ СПОЛУКИ 7.1. Атомні та молекулярні сполуки. Дисоціація подвійних та комплексних солей, умовність такого поділу. Основні положення координаційної теорії Вернера: комплексоутворювач, ліганди, координаційне число. Досягнення та недоліки теорії Вернера. Природа хімічного зв'язку в іонних комплексах (електростатичний підхід). Недоліки цього підходу.

10

7.2. Ковалентні комплекси. Їх будова та природа хімічного зв'язку між атомами з погляду МВС. Низько- та високоспінові комплекси (внутрішньо- та зовнішньо-орбітальна гібридизація). Гібридизація орбіталей при утворенні октаедричних, тетраедричних та квадратних комплексів. Будова, стійкість та магнітні властивості комплексів залежно від електронної будови комплексоутворювача. Уявлення про теорію кристалічного поля. Сила поля лігандів та спектрохімічний ряд лігандів. Пі-дативна взаємодія d-електронів центрального іона з вільними орбіталями лігандів.

7.3. Хелатні, кластерні та багатоядерні комплекси. Константа нестійкості - фундаментальна характеристика комплексної сполуки. Залежність константи нестійкості від величини заряду та радіуса центрального іона, його електронні конфігурації на прикладі аміакатів кобальту (ІІ) і (ІІІ). Значення комплексних сполук для науки, хімічної технології, сільського господарства, медицини (ферменти, хлорофіл, гемоглобін, вітаміни).

НАВИЧКИ Й УМІННЯ Уміти: обчислювати заряд комплексного іона, ступінь окислення комплексоутворювача, координаційне число; оцінювати відносну стійкість комплексів, враховуючи тип гібридизації, електронну будову комплексоутворювача; робити висновки про геометрію комплексів, їх магнітні характеристики,

Тема 8. ЕЛЕКТРОХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИНІВ 8.1. Окисно-відновні реакції (ОВР). Окисники (оксид анти) та відновники (редуценти). Методи знаходження коефіцієнтів рівнянь ОВР (електронний баланс). Основи теорії електродних потенціалів. Електродний (редокс-) потенціал металу, залежність від активності металу та концентрації розчину його іонів. Стандартні електродні потенціали. Поняття про водневий електрод. Електрохімічний ряд напруг (ряд стандартних електродних потенціалів). Формула Нернста. 8.2. Гальванічний елемент. Аналіз його роботи на прикладі мідно-цинкового елемента Якобі-Даніеля. Електрорушійна сила (е.р.с.) гальванічного елемента, фактори, які на неї впливають. Поняття про стандартні редокс-потенціали напівелементів. Термодинамічне обґрунтування можливості проходження ОВР на підставі зв'язку між зміною вільної енергії Гіббса і електрорушійною силою гальванічного елемента. Процеси електролізу. Катодний і анодний процеси при електролізі розчинів і розплавів солей з нерозчинними і розчинними анодами. Уявлення про гальванотехніку і гальванічні покриття.

НАВИЧКИ Й УМІННЯ

Уміти: знаходити коефіцієнти рівнянь ОВР; встановлювати за довідковими даними можливість витіснення одного металу (водню) іншим; користуючись довідковими даними, обчислювати можливість проходження ОВР; записувати рівняння анодного і катодного процесів при електролізі розчинів й розплавів солей.

Тема 9. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ГЕОХІМІЇ 9.1. Поняття про геохімію (Вернадський). Хімічний склад земної кори (атмосфера, гідросфера, літосфера - вміст основних 3-4 елементів). Розповсюдженість елементів у земній корі (Кларк), на місяці, у Всесвіті. Зв'язок розповсюдження хімічних елементів з будовою атомних ядер. Правила Менделєєва, Оддо-Гаркінса.

11

Тема 10. Гідроген (Водень) 10.1. Місце Гідрогену в періодичній системі. Будова атома. Валентність і ступінь

окислення. Ізотопи Гідрогену: протій, дейтерій та тритій. Атомарний і молекулярний водень. Характер хімічних зв’язків у сполуках Гідрогену. Фізичні та хімічні властивості водню. Форми знаходження Гідрогену в природі. Способи добування водню. Його застосування. Гідриди. Вода. Аномалія фізичних властивостей води. Важка вода. Типи зв’язаної води: конституційна, лігандна, кристалізаційна, адсорбційна. Гідроген пероксид (пероксид водню) .

Тема 11. Елементи сьомої групи

11.1. Загальна характеристика. Підгрупа галогенів (УІІА). Будова атомів. Зміна в підгрупі атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів, спорідненості з електроном і електронегативності. Валентність і ступені окислення. Характеристика елементів. Особливості валентних станів Флуору. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Відношення до води, лугів, металів і неметалів. Токсичність галогенів. Форми знаходження галогенів у природі. Способи добування. Застосування галогенів.

11.2. Сполуки галогенів в ст.ок.(-1). Гідриди галогенів (галогеноводні). Характер хімічних зв’язків у молекулах. Стійкість молекул. Асоціація молекул гідриду Флуору. Фізичні і хімічні властивості гідридів галогенів. Зміна стійкості, відновних властивостей і кислотного характеру. Галогеногідридні кислоти. Особливості флуоридної кислоти. Хлоридна кислота. Добування галогеногідридів. Оксиген-вмісні кислоти галогенів зі ст.ок. (+1,+3,+5 та +7). Стійкість, окиснюючі і кислотні властивості. Загальні принципи добування. Солі кисневмісних кислот галогенів (жавелева вода, хлорне вапно, бертолетова сіль, амоній перхлорат).

11.3. Підгрупа Мангану (УІІВ). Зміна в підгрупі атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Зміна хімічних властивостей елементів. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Добування і застосування. Сполуки Мn (ІІ,ІУ). Оксиди та гідроксиди. Стійкість, кислотно-основні та окисно-відновні властивості. Принципи добування. Солі мангану (ІІ). Манганіти як солі, що відповідають кислотній функції тетрагідроксиду Мангану.

11.4. Сполуки мангану (УІ). Манганати як солі, що відповідають проявленню кислотної функції манган гексагідроксиду. Окисно-відновні властивості. Принципи добування. Перманганати як похідні Мангану (УІІ). Окисні властивості перманганатів у кислому, лужному і нейтральному середовищах. Принципи добування. Застосування. Пертехнати. Перренати. Сполуки елементів УІІВ-підгрупи з неметалами.

Тема 12. Елементи шостої групи 12.1. Загальна характеристика. Будова атомів. Підгрупа халькогенів (УІА). Зміна в підгрупі

атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів, спорідненості до електрона і електронегативності. Зміна металічного та неметалічного характеру, а також редокс активності елементів у підгрупі. Характерні валентні стани, особливості Оксигену. Прості речовини. Фізичні властивості. Алотропні модифікації. Хімічний зв’язок у молекулах кисню і озону. Поліморфні модифікації Сульфуру. Зміна неметалічних і металічних властивостей простих речовин. Хімічні властивості. Відношення до води, кислот і лугів, металів і неметалів. Знаходження в природі. Добування кисню та сульфуру в лабораторії та промисловості. Їх застосування.

12.2. Халькогеноводні (гідриди елементів УІА-підгрупи). Будова молекул. Їх термічна стійкість. Фізичні і хімічні властивості. Зміна відновної активності і кислотного характеру. Гідроген-сульфід (сірководень) і сульфідна кислота. Халькогеніди: середні і кислі (гідридосульфіди). Халькогеніди як напівпровідники.

12.3 Оксиди халькогенів в ступені окислення +4 . Фізичні властивості. Окисно-відновні властивості. Відношення до води, кислот і лугів. Добування. Застосування сульфур диоксиду і його вплив на навколишнє середовище. Сульфітна, селенітна і телуритна кислоти (гідроксиди елементів в ст. ок. +4). Кислотні та окисно-відновні властивості. Добування.

12.4. Оксиди халькогенів в ступені окислення +6. Сульфатна, селенатна і телуратна кислоти як гідроксиди елементів в ст. ок. +6. Властивості кислот, зміна їх сили. Залежність окиснюючих властивостей сульфатної кислоти від її концентрації. Сульфати. Гідросульфати. Дисульфати.

12

Селенати і телурати. Полісульфатні кислоти. Олеум. Промислові методи добування сульфатної кислоти та її застосування. Тіосульфати. Відновні властивості натрій тіосульфату та його застосування. Пероксокислоти Сульфуру та їх солі. Галогеніди і оксогалогеніди Сульфуру, Селену і Телуру.

12.5. Підгрупа Хрому (УІВ-підгрупа). Характеристика елементів. Зміна в підгрупі атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Відношення до кисню, галогенів, води, кислот і лугів. Добування і застосування. Оксиди хрому (ІІІ, УІ), молібдену і вольфраму (УІ). Їх стійкість, кислотно-основні та редокс-властивості. Відношення до води, кислот і лугів. Принципи добування. Гідроксиди. Склад і особливості будови хром (ІІІ) гідроксиду в світлі уявлень про óлові та оксо-комплекси. Кислотно-основні і редокс-властивості властивості. Хроматна, молібдатна і вольфраматна кислоти як гідроксиди елементів (УІ). Їх стійкість, кислотні та окисні властивості. Ізополікислоти та гетерополікислоти. Принципи добування.

12.6. Солі хрому (ІІІ,УІ), молібдену і вольфраму (УІ), їх поведінка в ОВР. Хромати, молібдати, вольфрамати. Взаємний перехід хроматів у дихромати. Окисні властивості хроматів і дихроматів. Подвійні солі хрому (ІІІ) як галуни. Комплексні сполуки Хрому.

Тема 13. Елементи п’ятої групи 13.1 Підгрупа Нітрогену (УА). Характеристика елементів. Зміна в підгрупі атомних та

іонних радіусів, іонізаційних потенціалів, спорідненості до електрона і електронегативності. Зміна металічного характеру в підгрупі. Особливості Нітрогену. Прості речовини, особливості будови. Схильність Фосфору, Арсену і Стибію до утворення полімерних структур (білий, чорний та червоний фосфор). Хімічний зв’язок у молекулі Нітрогену. Хімічні властивості. Реакційна здатність молекулярного і атомарного нітрогену, білого і червоного фосфору. Окисно-відновні властивості. Відношення до неметалів, металів, води, кислот і лугів. Знаходження в природі. Добування і застосування.

13.2. Гідриди (водневі сполуки) елементів УА-підгрупи. Зміна їх стійкості, реакційної здатності та відновних властивостей. Амоніак. Будова молекули. Добування (лабораторний та промисловий способи). Розчинність у воді, утворення гідратів. Реакції приєднання. Амінокомплекси. Солі амонію. Реакції заміщення атомів водню в амоніаку на метал. Аміди, нітриди. Реакції окислення амоніаку. Застосування амоніаку. Іони амонію і фосфонію, відмінність їх форми від наявної в молекулах амоніаку та фосфіну. Особливості хімічного зв’язку. Гідразин. Будова молекули. Хімічні властивості. Азидна кислота. Будова молекули. Хімічні властивості.

13.3. Оксиди Нітрогену з формульними ст. ок. від +1 до +5 та їх похідні (димери). Будова молекул. Відношення до води і лугів. Окисно-відновні властивості. Принципи добування. Токсичність і вплив на навколишнє середовище. Нітритна кислота як нітрогену (ІІІ) гідроксид. Нітрити. Редокс-властивості нітритної кислоти і нітритів. Нітратна кислота як Нітроген (У) гідроксид. Властивості нітратної кислоти. Залежність окисних властивостей нітратної кислоти від її концентрації. Взаємодія з металами і неметалами. Методи добування. “Царська вода”. Нітрати. Властивості нітратів. Термічний розклад нітратів. Застосування нітратної кислоти та її солей. Азотні добрива. Токсичність нітратів.

13.4. Оксиди Фосфору, їх полімеризація. Особливості будови. Відношення до води і лугів. Фосфоровмісні кислоти та їх солі. Фосфітна кислота як Фосфор (ІІІ) гідроксид, фосфіти. Мета-, ди- і поліфосфатна кислоти та їх солі. Ортофосфатна кислота і її солі. Добування і застосування ортофосфатної кислоти. Фосфатні добрива: суперфосфат простий і подвійний, амофос, нітрофоска, способи промислового добування.

13.5. Оксиди та гідроксиди Арсену, Стибію і Вісмуту (ІІІ-У). Добування, кислотно-основні та окисно-відновні властивості. Солі. Особливості гідролізу солей стибію і вісмуту. Сполуки елементів підгрупи Нітрогену з неметалами і металами.

13.6. Підгрупа Ванадію. Характеристика елементів. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Відношення до кисню,

13

води, кислот і лугів. Оксиди і гідроксиди: валентні стани ІІ-У. Кислотно-основні властивості. Порівняння властивостей елементів та їх сполук з властивостями елементів підгрупи азоту.

ЧАСТИНА ІІІ-А (СКЛАДАЄТЬСЯ В 3-МУ СЕМЕСТРІ)

Тема 14. Елементи четвертої групи 14.1. Підгрупа Карбону (ІУА). Характеристика елементів. Зміна в підгрупі атомних та

іонних радіусів, іонізаційних потенціалів і електронегативності. Зміна металічного та неметалічного характеру елементів. Особливості Карбону. Прості речовини. Поліморфні модифікації. Особливості будови кристалів вуглецю, силіцію та германію. Напівпровідникові властивості Силіцію та Германію. Хімічні властивості. Окисно-відновна здатність. Відношення до кисню, металів, води, кислот і лугів. Знаходження в природі, принципи добування і застосування. Водневі сполуки Карбону та Силіцію. Будова молекул. Реакційна здатність метану та інших гідридів. Принципи добування.

14.2. Оксиди Карбону. Хімічний зв’язок у молекулі Карбон монооксиду. Відновні властивості. Реакції приєднання. Карбоніли металів. Токсичність “чадного газу”. Карбон диоксид. Будова молекули. Відношення до води і лугів. Добування й застосування. Вплив карбон диоксиду (вуглекислого газу) на навколишнє середовище. Карбонатна кислота та її солі. Карбонати, гідроген-карбонати, гідроксид-карбонати. Термічна стійкість карбонатів. Застосування.

14.3. Оксиди Силіцію. Особливості будови Силіцій диоксиду. Відношення до води, кислот і лугів. Силікатні кислоти. Мета-, орто- та полісилікатні кислоти. Особливості їх будови. Добування. Природні та штучні силікати. Силікагель. Солі силікатних кислот. Мета-, орто-, полісилікати. Алюмосилікати. Скло. Ситали.

14.4. Оксиди й гідроксиди Германію, Стануму і Плюмбуму. Їх порівняльна стійкість, кислотно-основні та окисно-відновні властивості. Принципи добування. Солі метал-гідроксидів у катіонній та аніонній формах. Сполуки з неметалами. Сульфіди: Карбон дисульфід (сірковуглець). Галогеніди (карбон тетрахлорид). Сполуки з нітрогеном: ціанідна кислота, ціаніди. Ціаніди. Тіоціанатна кислота (роданідна) та тіоціанати. Карбіди. Типи карбідів. Силіциди.

14.5. Підгрупа Титану. Характеристика елементів. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Відношення до кисню, води, кислот і лугів. Оксиди та гідроксиди (ІУ). Особливості будови. Властивості. Відношення до води, кислот, лугів. Солі: титанати, цирконати, гафнати. Властивості солей. Галогеніди елементів. Оксогалогеніди.

Тема 15. Елементи третьої групи 15.1. Підгрупа Бору (ІІІА-підгрупа). Характеристика елементів. Зміна в підгрупі атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів і електронегативності. Зміна металічного та неметалічного характеру. Особливості Бору. Фізичні та хімічні властивості бору. Відношення до кисню, води, кислот і лугів. Добування і застосування. Водневі сполуки. Борани. Бор (ІІІ) оксид та його похідні. Властивості. Відношення до води, лугів. Орто-, мета- та поліборатні кислоти та їх солі. Натрій тетраборат (бура). Галогеніди бору. Здатність до реакцій приєднання. Тетрафлуороборатна кислота. Бор нітрид. Поліморфні модифікації (боразон). Властивості. Бориди, їх застосування. 15.2. Фізичні та хімічні властивості металів підгрупи Бору (алюміній та його аналоги). Відношення до кисню, води, кислот і лугів. Знаходження в природі. Добування і застосування. Оксиди. Алюміній сесквіоксид. Гідроксиди елементів. Кислотно-основні властивості. Відношення до кислот та лугів. Алюміній тригідроксид. Солі. Солі алюмінію в аніонній та катіонній формах. Комплексні сполуки. Подвійні солі алюмінію (галуни). 15.3. Підгрупа Скандію (ІІІБ). Характеристика елементів. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Родини лантаноїдів та актиноїдів, їх місце серед рідкісноземельних елементів. Фізичні та хімічні властивості простих речовин – елементів ІІІВ-підгрупи. Зміна

14

хімічної активності. Відношення до кисню, води, кислот. Знаходження в природі, добування та застосування. Оксиди та гідроксиди. Зміна кислотно-основних та окисно-відновних властивостей гідроксидів. Солі. Комплексні сполуки. Сполуки з неметалами та металами. Порівняльна характеристика елементів головної й побічної підгруп ІІІ групи та їх сполук. 15.4. Родина лантаноїдів. Характеристика елементів. Місце в періодичній системі. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів у родині. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Відношення до кисню, води, кислот. Найважливіші сполуки. Оксиди. Гідроксиди, зміна їх кислотно-основних властивостей у родині. Солі. Застосування лантаноїдів та їх сполук. 15.5. Родина актиноїдів. Характеристика елементів. Місце в періодичній системі. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів в родині. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Відношення до кисню, води, кислот. Сполуки актиноїдів (+3). Сполуки торію (+4) та урану (+4). Сполуки урану (+6): оксид, оксогалогеніди, солі диоксоуранілу (уранати). Порівняння властивостей лантаноїдів та актиноїдів. Практичне значення основних актиноїдів.

Тема 16. Елементи другої групи 16.1. Підгрупа Берилію (ІІА). Характеристика елементів. Зміна в підгрупі атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Здатність до утворення сполук катіонної форми і до комплексоутворення. Особливості Берилію. Лужноземельні метали (Кальцій та його аналоги). Фізичні та хімічні властивості металів. Відношення до кисню, неметалів, води, кислот. Відношення берилію до лугів. Добування і застосування берилію та його аналогів. Гідриди елементів, їх властивості (взаємодія з водою) та принципи добування. Оксиди, їх відношення до кислот, основ, лугів. Гідроксиди. Кислотно-основні властивості. Амфотерність берилій дигідроксиду. 16.2. Принципи добування гідроксидів елементів ІІА-підгрупи. Солі елементів підгрупи Берилію. Кристалогідрати. Солі берилію в катіонній та аніонній формах. Комплексні сполуки. Галогеніди, нітрати, сульфати, карбонати. Твердість води (тимчасова, постійна) та методи її усунення. Токсичність сполук берилію і барію. 16.3. Підгрупа Цинку (ІІВ). Характеристика елементів. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Причини схильності до комплексоутворення. Фізичні і хімічні властивості простих речовин. Відношення до кисню, води, кислот і лугів. Здатність до утворення амальгам. Знаходження елементів в природі, добування і застосування. Оксиди і гідроксиди. Властивості. Відношення до води, кислот і лугів. Принципи добування. 16.4. Солі металів ІІА-підгрупи. Кристалогідрати. Солі цинку в катіонній та аніонній формах. Солі ртуті – меркурію (І). Каломель. Гідроліз солей. Комплексні сполуки. Токсичність меркурію та сполук кадмію та ртуті. Порівняльна характеристика елементів головної й побічної підгруп ІІ групи.

Тема 17.Елементи першої групи 17.1. Елементи ІА-підгрупи (лужні метали). Будова атомів. Валентність і ступені окиснення. Зміна в підгрупі атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Особливості Літію. Фізичні та хімічні властивості металів. Відношення до кисню, неметалів, води, кислот. Поширення в природі. Добування й застосування. Гідриди, їх властивості. Принцип добування. Оксиди, пероксиди, їх відношення до води та властивості. 17.2. Гідроксиди елементів ІА-підгрупи, їх властивості. Зміна сили основ. Принципи добування. Каустична сода (натрій гідроксид ), спосіб добування. Солі. Можливість утворення кристалогідратів і комплексів. Властивості. Галогеніди, халькогеніди, нітриди, нітрати, сульфати, карбонати. Сода кальцинована, кристалічна, питна. Методи добування соди. Поташ. Калійні добрива. Глауберова сіль. Застосування солей. 17.3. Підгрупа Купруму (ІВ). Характеристика елементів. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Здатність до комплексоутворення. Фізичні й хімічні властивості металів. Відношення до кисню та інших неметалів, кислот і лугів. Принципи добування, гідроксиди цих

15

елементів, їх кислотно-основні властивості. Відношення до води, кислот. Принципи добування та застосування металів.

17.4. Солі. Кристалогідрати металів ІВ-підгрупи. Солі в катіонній та аніонній формах. Властивості. Бактерицидна дія іонів аргентуму (срібла). Галогеніди, нітрати, сульфати, карбонати купруму та аргентуму. Світлочутливість галогенідів аргентуму. Комплексні сполуки. Галогено-, ціано-, аміно-, аквакомплекси. Гідроген тетрахлоро-аурат (ІІІ) – тетрахлорауратна кислота та її солі. Порівняльна характеристика елементів головної та побічної підгруп.

Тема 18. Елементи восьмої групи 18.1. Загальна характеристика елементів УІІІ групи. Підгрупа інертних елементів. Характеристика елементів. Зміна в підгрупі атомних радіусів, іонізаційних потенціалів. Причини хімічної інертності. Особливості Гелію і Неону. Фізичні властивості інертних газів. Характер міжатомної взаємодії. Зміна температур топлення і кипіння. Поширення в природі. Методи виділення та розділення. Застосування. Хімічні властивості. Флуориди ксенону, криптону, радону. Принципи їх добування. Гідроліз. Оксиди, інші сполуки ксенону. Ксенатна та перксенатна кислоти.

18.2. УІІІВ-підгрупа, особливості її будови. Родина фероїдів: Ферум, Кобальт, Нікель. Характеристика елементів. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Фізичні й хімічні властивості металів. Феромагнетики. Відношення до кисню, води, кислот, лугів. Пірофорні властивості металів. Корозія заліза (ржавіння). Оксиди металів в ступені окислення (+2,+3). Властивості. Відношення до води, кислот, лугів. Принципи добування. Гідроксиди. Кислотно-основні та окисно-відновні властивості. Відношення до води, кислот, лугів. Принципи добування.

18.3. Солі елементів родини Феруму. Кристалогідрати. Подвійні солі. Солі в катіонній та аніонній формах. Властивості солей. Гідроліз. Редокс-властивості. Ферити як солі, що відповідають проявленню кислотної функції ферум тригідроксиду. Ферати як солі, що відповідають проявленню кислотної функції ферум гексагідроксиду. Принципи добування фератів. Комплексні сполуки елементів родини Феруму. Відносна стійкість простих і комплексних солей. Аква-, аміно-, ціано-комплекси цих металів. Карбоніли. Ферум пентакарбоніл. Поширеність металів у природі. Методи добування. Сплави: чавун, сталі. Застосування. 18.4. УІІІВ-підгрупа - родина платиноїдів. Легкі та важкі платинові метали. Характеристика елементів. Зміна атомних та іонних радіусів, іонізаційних потенціалів. Здатність елементів до утворення катіонних та аніонних комплексів. Фізичні й хімічні властивості металів. Хімічна активність за звичайних умов і при нагріванні. Місце в ряді стандартних редокс-потенціалів. Відношення до кисню, води, кислот, лугів, царської води. Оксиди і гідроксиди. Особливості діади Рутеній-Осмій. Солі: рутенати й осмати. Тетраоксиди рутенію та осмію. Сполуки з неметалами. Комплексні сполуки. Катіонні, аніонні та нейтральні комплекси. Діада Родій-Іридій. Основні сполуки елементів. Платина та Паладій. Гексахлороплатинатна кислота та її солі. Порівняння властивостей платиноїдів з властивостями фероїдів.

16

17

18

19

20

21

22

ГРАФІК проведення модульного контролю з курсу „Неорганічна хімія” Таблиця 9.6 І СЕМЕСТР

Номер модуля КР № Число

балів КРЛ (лаб.)

Чис-ло

балів

Задачі Тип

Число балів

ІНДЗ (див. табл.6)

Число балів, до

Всього балів, до

Огол. Рез-тів

Модуль-1 КР-1 17 № 1 4 1-5 5 (5х1) Конспект Модуль1 4 30 10.10

Модуль-2 КР-2 22 № 2 4 6-10 5(5х1) Конспект Модуль 2

4 35 22.11

Модуль-3 КР-3 22 № 3 4 4,5,7,811 5 (5х1) Конспект

Модуль 3 4 35 29.12

Таблиця 9.7 ІІ СЕМЕСТР

Номер Модуля

КР №

Число балів

№ КРЛ (лаб.)

Число балів

Задачі тип

Число балів

ІНДЗ (див. табл.6)

Число балів

Всього балів

Оголош. Резуль-татів

Модуль-4,5 (модуль 1 неорг.син.)

КР-4 23 4-5 6 4-5,

12-19 10

(10х1)

Конспект Модуль 4

-5

3+ (3)

45 18.04

Модуль-6 (модуль 2 неорг.син.)

КР-5 16 6-7 4 6-11, 13-19

19(11х1) Конспект Модуль 6 Курсова

4

12 55 22.5.

Таблиця 9.8 ІІІ семестр (Н/Х + ВРНХ)

Номер Модуля

КР №

Число балів

№ КРЛ (лаб.)

Число балів

Задачі тип

Число балів

ІНДЗ (див. табл.6)

Число балів

Всього балів

Огол. Рез-тів

Модуль-7,8 (модуль 1 ВРНХ)

КР-6 26 8 5 4,5,

7-11, 14-16

11(11х1) Конспект Модуль 7,8

4+ 4=8

50 2.11.

Модуль-9 (модуль 2 ВРНХ)

КР-7 23 9 5 11,

14-16, 18,19

6 (6х1) Конспект Модуль 9

4+12 = 16

50 28.12.

Таблиця 9.9 ГРАФІК проведення модульного контролю,

курс "НЕОРГАНІЧНИЙ СИНТЕЗ" ІІ СЕМЕСТР

Модуль № КРЛ (лабор.)

Число балів

ІНДЗ (див. п.3.8) Число балів

Всього Оголошення

Модуль-1 4-5 30 Переклад хім. тексту

10 40 Модуль-1, 18.04

Модуль-2 6-7 40 Переклад хім. тексту

20 60 Модуль-2, 22.05

23

ІНДИВІДУАЛЬНА РОБОТА Завдання та види звітності

Таблиця 9.10

Перший семестр: Неорганічна хімія Індивідуальна робота

Модуль Конспект лекції

Бали, до Термін,

до Модуль-1 № 1-7 4 5.10 Модуль-2 № 8-17 4 09.11 Модуль-3 № 18-27 4 14.12

Таблиця 9.11

Другий семестр: Неорганічна хімія Індивідуальна робота

Модуль Конспект лекції

Бали, до

Термін, до

Модуль-4,5 № 28-40 6 15.3. № 41-53 4 25.4.

Модуль-6 Курсова робота 12 30.5.

Таблиця 9.12

Другий семестр: Неорганічний синтез Модуль Індивідуальна робота Бали, до Термін,

до Модуль-1 Письмовий переклад* хімічного тексту з

іноземної мови 10 20.3.

Модуль-2 Письмовий переклад* хімічного тексту з іноземної мови

20 10.5.

Зірочка (*) означає: вказані бали стосуються перекладу з англійської, німецької або французької мов. Переклади з російської або румунської мов оцінюються на 50% менше (детальніше див. НМК-1, п.3.8)

Таблиця 9.13

Третій семестр: Неорганічна хімія+ВРНХ Індивідуальна робота

Модуль Конспект лекції

Бали, до Термін, до

Модуль-7,8 (модуль 1 ВРНХ) № 54-63 6 02.11

№ 64-69 4 16.12 Модуль-9

Курсова робота 12 До 28.12

24

ГРАФІК проведення модульного контролю, курс "ВИБРАНІ РОЗДІЛИ НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ"

Таблиця 9.14 ІІ СЕМЕСТР

Модуль № КРЛ (лабор.)

Число балів

ІНДЗ (див. п.3.8) Число балів

Всього Оголошення

Модуль-1 8 30 Переклад хім. тексту

10 40 Модуль-1, 18.04

Переклад хім. тексту

20 Модуль-2, 22.05

Модуль-2 9 28

Курсова робота 12

60

25

п.9 Б Л О К И

(КОНТРОЛЬНІ ЗАПИТАННЯ ДЛЯ ТВОРЧОГО ЗАСВОЄННЯ ТЕОРЕТИЧНОГО МАТЕРІАЛУ

ТА САМОКОНТРОЛЮ)

БЛОК 1 "Класи неорганічних сполук"

ЗМІСТ: Оксиди, гідроксиди, гідроксиди металів - основи, гідроксиди неметалів - кислоти. Розчини гідридів неметалів як кислоти. Амфотерні гідроксиди, їх поведінка в реакціях нейтралізації. Солі: нормальні, кислі, основні. Способи отримання оксидів, основ, кислот, солей.

ПРОЧИТАТИ: Неділько-Попель, с.32-41

Наведіть по декілька можливих способів отримання речовин: 1. Ca(OH)2 7. SO3 13.KH2PO4 2. KOH 8. NO2 14.Fe(OH)3 3. CaO 9. BaCO3 15.HNO3 4. HCl 10.Ba(HCO3)2 16.Ca3(PO4)2 5. Cu(NO3)2 11.Al(OH)3 17.(CuOH)2CO3 6. K2SO4 12.H2SO4 18.H2SіO3 19. Наведіть можливі приклади реакції нейтралізації. 20. Які способи добування оксидів ви знаєте (по 2-4 приклади)? 21. Які способи добування кислот ви знаєте (по 2-4 приклади)? 22. Які способи добування основ ви знаєте (по 2-4 приклади)?

Написати рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити наступні перетворення: 23. Cu →Cu(OH)2 26. K → KHSO4 29. P → KH2PO4 32. Ca → Ca(HCO3)2 24. S → H2SO4 27. NH3 → HNO3 30. Zn → Na2ZnO2 25. Fe → Fe(NO3)3 28. Ba → Ba(HCO3)2 31. Fe → Fe(OH)3

Доведіть записом відповідних рівнянь амфотерність наведених сполук: 33.Zn(OH)2 35.Pb(OH)2 37.Sn(OH)2 34.Al(OH)3 36.Cr(OH)3 38.ZnO 39. Які з наведених кислот H3PO4; CH3COOH; HCrO2; H2SO4 можуть утворювати кислі солі? . Напишіть приклади рівнянь реакцій. 40. Які з наведених основ KOH; Вa(OH)2; NH4OH; Fe(OH)3 можуть утворювати основні солі? Напишіть приклади рівнянь реакцій.

Як отримати сполуки (напишіть рівняння реакцій):

41.(CuOH)2SO4 43. Ca(H2PO4)2 45.Na2HPO4 47.Ba(HSO3)2 42. Fe(OH)2 NO3 44. MgOHCl 46.Cd(HS)2 48.Al(OH)2NO3

Дано сполуки: H2O, Lі2O, MgO, N2O3, KOH, Zn(OH)2, HCl, HNO3. З якими з них взаємодіє (рівняння реакцій): 49.Na2O 52.Cr2O3 55.SO3 58. Mn2O7 61.Mg 50.CaO 53.PbO 56.P2O5 59. Bі2O5 62.Zn 51.BeO 54.SіO2 57. CrO3 60. K 63.Cu

26

Дано сполуки: NaOH, Ba(OH)2, HCl, HClO4, CO2, BaCl2, HJ. З якими з них взаємодіє

(рівняння реакцій): 64.CuSO4 66.CaCO3 68. Na2HPO4 65.ZnCl2 67. NaHCO3 69.AlCl3

БЛОК 2 "Швидкість хімічних реакцій та хімічна рівновага"

ЗМІСТ: Способи вираження концентрацій реагуючих речовин при проходженні гомогенних процесів. Закон діючих мас. Константа швидкості реакції. Вплив концентрації, температури і каталізатора на швидкість реакції. Рівняння Арреніуса. Хімічна рівновага. Константа рівноваги, її залежність від різних факторів. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє.

Напишіть вираз для швидкості наведеної реакції. Як зміниться швидкість прямої і зворотної реакції при: а)збільшенні концентрації вихідних речовин в 2 рази; б) зменшенні об'єму в 3 рази? 1. 4NH3(г.) + 3O2(г.) → 2N2(г.) + 6H2O(р.) 2. NіO(к.) + H2(г.) → Nі(к.) + H2O (р.) 3. C(к.) + O2(г.) → CO2(г.) 4. 2Fe(к.) + 3Cl2(г.) → 2FeCl3(к.) 5. 2SO2(г.) + O2(г.) → 2SO3(г.) 6. NaN3(к.) → Na(к.) + 3/2 N2(г.)

В посудині об'ємом "V" є "n" молів газу, або "m" його грамів. Обчислити концентрацію газу (моль/л) за такими значеннями: 7. V = 3л, n = 0.18 моль 11.V=3л, n(H2)=0.18моль, n(O2)=0.18моль 8. V = 5л, m(CO2) = 88г 12.V=5л, m(CO2)=44г, m(Cl2)=71г 9. V = 10л, n = 5 моль 13.V=10л, n(H2)=5моль, n(O2)=2.5моль 10.V = 0,2л, m(H2)=0.01г 14.V=0.2л, m(H2)=0.02г, n(O2)=0.16 моль

Константа швидкості певної реакції при 20oС складає 0.05. Температурний коефіцієнт цієї реакції дорівнює 3. Обчисліть константу швидкості при: 15. 10oС 16. 40oС 17. 30oС 18. 50oС

19. Каталізатор понижує енергію активації певної реакції в 2 рази. Це приведе до збільшення чи зменшення швидкості реакції (інші умови незмінні)?

В оборотному гомогенному процесі пряма реакція супроводжується зниженням ентальпії системи. Куди зсунеться рівновага процесу при: 20. підвищенні температури 21. пониженні температури 22. підвищенні концентрації продуктів реакції

Система знаходиться в стані рівноваги, а прямий процес пов'язаний із зростанням ентальпії. Чи зміниться константа рівноваги і як саме, якщо: 23. підвищити температуру? 24. збільшити концентрацію вихідних речовин? 25. понизити температуру? 26. ввести в систему каталізатор прямого процесу? 27. ввести в систему каталізатор зворотного процесу?

27

Запишіть вирази для констант рівноваги наведених процесів. Як вплине підвищення тиску на зсув рівноваги? 28. SO3(г.) + C(к.) ↔ SO2(г.) + CO(г.) 29. FeO(к.) + CO(г.) ↔ Fe(к.) + CO2(г.) 30. Mg(к.) + CO2(г.) ↔ MgO(к.) + CO(г.) 31. 4HCl(г.) + O2(г.) ↔ 2Cl2(г.) + 2H2O(р.) 32. MgCO3(к. ) ↔ MgO(к.) + CO2(г.) 33. CaO(к.) + 3C(к.) ↔ CaC2(к.) + CO(г.)

БЛОК 3 "Напрямок хімічного процесу"

ЗМІСТ: Ентальпія як функція стану, закон Гесса. Стандартний стан. Ентропія. Стандартні зміни ентальпії і ентропії хімічних процесів. Рушійні сили і напрямок хімічного процесу. Вільна енергія Гіббса як критерій проходження хімічної реакції, зв'язок константи рівноваги процесу зі зміною вільної енергії Гіббса.

Вкажіть речовини, для яких значення стандартної ентальпії утворення умовно прийнято рівними нулеві. 1. O2(г.), Hg(т.), C(алмаз), P4(к.) 2. O3(г.), Hg(г.), Mg(p.), І2(к.) 3. Br2(p.), І2(г.), C(графіт), Ar(к.) 4. Mg(к.), Na(г.), Br2(г.), Н2(к.)

Стандартна ентальпія утворення оксиду кальцію дорівнює -635 кДж/моль. Скільки теплоти виділиться при спалюванні в кисні кальцію 5. масою 4 г 7. кількістю 0.1 моль 6. масою 20 г 8. кількістю 2 моль

Складіть формули розрахунку стандартних ентальпії і ентропії для наступних (газових) реакцій: 9. AB2 + A = 2AB 12. 2AB + C2 = 2ABC 10. A2 + B2 = 2AB 13. A + B2C = AC + B2 11. AB + C2B = AB2 + C2

Як зміниться ентропія системи при : 14. топленні льоду? 18. конденсаціі пароподібного бензолу? 15.випаровуванні ацетону? 19. синтезі аміаку? 16.синтезі хлороводню? 20. розкладі карбонату кальцію? 17.замерзанні рідкого кисню?

Який фактор - ентальпійний чи ентропійний - визначає проходження процесу при : 21. дуже низьких температурах? 22. дуже високих температурах?

Як залежить ∆G від температури, якщо залежністю ∆Н від Т знехтувати: 23. ∆S < O 24. ∆S > O 25. ∆S = O 26. При якій температурі величина ∆G процесу H2O(р) ↔H2O(г) дорівнює нулеві?

Яке значення (позитивне чи негативне) приймає константа рівноваги процесу, якщо 27. ∆G = 0 ∆28. ∆G > 0 29. ∆G < 0

Чи можливий прямий процес, якщо:

28

30. ∆S < O; ∆H < O ; / ∆H/ > /T ∆S/ 31. ∆S > O; ∆H > O; / ∆H/ > /T ∆S/ 32. ∆S > O; ∆H < O ; / ∆H/ < /T ∆S/ 33. ∆S < O; ∆H > O; / ∆H/ < /T ∆S/

БЛОК 4 " Електронна структура атомів та іонів"

ЗМІСТ: Числа електронів на s-; p-; d-; f-підрівнях. Загальне максимальне число електронів на рівні. Електронні формули атомів, іонів. Правило Гунда. Чергові та валентні електрони у атомів різних елементів.

Запишіть повну електронну формулу атома: 1. Фтору 3.фосфору 5. Сірки 7.цирконію 9. хрому 2. кальцію 4.силіцію 6. Срібла 8.брому 10. іридію

Запишіть формулу валентних електронів таких атомів (умовних іонів): 11. No 14. As3- 17. Se2- 20. O2- 12. P+ 15. Cr3+ 18. Fe3+ 21. C2+ 13. Cl5+ 16. Mno 19. V5+ 22. S4+

Скільки електронів може максимально прийняти і віддати умовний іон: 23. S4+ 26. Bі3+ 29. Sn2+ 32. O2- 24. Mn2+ 27. P3+ 30. As5+ 33. N2+ 25. N1- 28. Fe2+ 31. Cr3+ 34. C2+ Скільки неспарених електронів в незбудженому стані має атом (іон): 35. Сo 38. Seo 41. Cr 6+ 36. As+ 39. Mn4+ 42. Zro 37. N2- 40. P3+ 43. N5+

Запишіть формулу чергового електрона в атомі: 44. Mn 47. Br 50. Cd 53. Sn 45. O 48. W 51. Zn 54. Fe 46. Al 49. S 52. Pb 55. Ar

БЛОК 5 " Радіуси атомів та іонів і властивості елементів"

ЗМІСТ: Закономірності зміни ефективних атомних радіусів атомів (іонів) в періодах, підгрупах. Вплив лантанідного стиснення. Електронні аналоги. Електронегативність, ПС і зміна властивостей елементів.

Порівняйте радіуси атомів (іонів): 1. Bo - Alo 12. Ago - Auo 23. Clo - Cl1- 2. S4+ - S6+ 13. Sn2+ - Pb2+ 24. Cr3+ - Cr6+ 3. Vo - Aso 14. Cro - Moo 25. S4+ - S6+ 4. Nbo - Іo 15. Fe2+ - Co2+ 26. Sn2+ - Sn4+ 5. Moo - Wo 16. Cao - Cuo 27. Mn4+ - Mn7+ 6. Zr4+ - W4+ 17. Cd2+ - Mg2+ 28. Feo - Fe3+

29

7. Mo6+ - Pt6+ 18. As3+ - As5+ 29. Seo - Se2- 8. Reo - Ato 19. P3+ - P3- 30. Oo - O2- 9. So - Seo 20. Bro - Br1- 31. Sіo - Sі4+ 10. Ca2+ - Zn2+ 21. Sb3+ - Sb5+ 32. Ge4+ - Ge4- 11. Al3+ - Zn2+ 22. Teo - Te6+ 33. So - S6+

Якими електронними аналогами є елементи : 34. N і P 38. Cr і Mo 41. O і S 35. Se і Te 39. Sb і Bі 42. Al і Ga 36. As і Sb 40. S і Se 43. P і As 37. Zn і Tі

Порівняйте електронегативність таких пар елементів: 44. B - N 48. Na - Cs 51. Ga - Se 45. Cl - Br 49. Zn - Hg 52. Sі - Sn 46. Ca - Sr 50. S - Te 53. Ga - Zn 54. В чому полягає зміна властивостей хімічних елементів в періодах і групах (головних і побічних)? Поясніть причини. 55. В чому причина періодичного повторення властивостей елементів?

БЛОК 6 Типи хімічного зв'язку

ЗМІСТ: Іонний, ковалентний (полярний та неполярний) зв'язок. Критерій обох типів зв'язку за різницею електронегативності.

Враховуючи електронегативніть елементів, оцініть тип хімічного зв'язку між атомами (іонами): 1. B - O 3. Na - N 5. Be - Br 7. Mg – F 9. І - І 2. Lі - Cl 4. Al - C 6. H - F 8. O – O 10. C - O

В яких сполуках полярність зв'язку вища? 11. Be з F чи Cl ? 16. Cd з Se чи Te ? 12. N з Br чи І ? 17. Hg з O чи S ? 13. Ga з As чи Se ? 18. Al з О чи Cl? 14. C з O чи S ? 19. Ca з Cl чи І ? 15. Zn з P чи As? 20. Zn з Se чи Br ?

Скільки і яких звичайних ковалентних (без врахування донорно-акцепторних) зв'язків може максимально утворити з іншими атомами атом: 21. вуглецю в незбудженому стані 26. сірки в макс.збудженому стані 22. вуглецю в збудженому стані 27. бору в збудженому стані 23. азоту в незбудженому стані 28. фосфору в збудженому стані 24. кисню в незбудженому стані 29. сірки в незбудженому стані 25. хлору в макс.збудженому стані 30. силіцію в збудженому стані

Яку максимальну кількість π-зв'язків можуть утворювати між собою атоми (в незбудженому стані): 31. Бору 32. Нітрогену 33. Оксигену 34. Чому ентальпія зв'язку С-Н менша, ніж зв'язку О-Н?

30

Як змінюється енергія зв'язку в ряді сполук (врахуйте тип зв'язку):

35.H2S - H2Se - H2Te 38. CF4 - CCl4 - CBr4 36.BeF2 - BeCl2 - BeBr2 39. LіCl - LіBr - LіJ 37.BF3 - BCl3 - BBr3

В якому випадку виділиться більше енергії - при взаємодії 38. 2H + 2Cl → 2HCl чи H2 + Cl2 → 2HCl? 39. C + 2H2 → CH4 чи C + 4H → CH4? 40. S + H2 → H2S чи S + 2H → H2S? 41. Ентальпія утворення води з атомів дорівнює – 241,84 кдж/моль. Яка середня величина ентальпії зв'язку О - Н? 42.Чи рівноцінна сума енергій двох простих зв'язків C - C і одного подвійного C = C?

БЛОК 7 " Гібридизація і форма молекул"

ЗМІСТ: Гібридизація орбіталей: діагональна, тригональна, тетраедрична. Напрямленість ковалентного зв'язку і геометрія молекул в наближенні моделі взаємодії частково поляризованих атомів, моделі взаємодії поділених і неподілених гібридних орбіталей. Кути між зв'язками в молекулах в світлі узагальнюючої моделі відштовхування локалізованих електронних пар по Джілеспі. Геометрія бінарних молекул.

Враховуючи тип гібридизації і можливу наявність неподілених пар електронів, оцініть кути між зв'язками в молекулах: 1. BCl3 4. H2S 7. NH3 10. SO2 2. PCl3 5. CH4 8. GeH4 11. AsBr3 3. BeCl2 6. CO2 9. H2O 12. SCl6

Яку геометричну форму можна прогнозувати для частинок 13. PCl5 17. AsBr3 21. SnCl2 14. SbJ3 18. GeCl4 22. SF6 15. GeCl2 19. SіCl4 23. SbBr3 16. NF3 20. NO2 24. SeCl2

Поясніть різницю у величинах кутів між зв'язками в частинках 21. NH3 і NH4

+ 26. PH3 і SbH3 22. BCl3 і NCl3 27. H2O і H2Se 23. BeCl2 і SnCl2 29. SCl4 і SіCl4 25. H2S і H2Te 30. PCl3 і AsCl3

БЛОК 8 " Водневий зв'язок"

ЗМІСТ: Водневий зв'язок. Сили Ван-дер-Ваальса (дисперсійна взаємодія). Метод молекулярних орбіталей (ММО).

Обчисліть кратність зв'язку за ММО, якщо на зв'язуючих і антизв'язуючих орбіталях знаходиться відповідно число електронів:

31

1. 2 і 0 3. 8 і 4 5. 4 і 4 7. 10 і 8 2. 6 і 2 4. 5 і 4 6. 10 і 4 8. 9 і 4

Напишіть електронну формулу молекулярних орбіталей для частинки: 9. H2 11. He2

+ 13. N2 15. O2-

10. H2- 12. Lі2

+ 14. N2+ 16. F2

+

Oбчисліть кратність зв'язку за ММО для частинки: 17. H2

+ 20. O2 23. F22- 25. O2

- 18. He2 21. O2

+ 24. N2- 26. N2

+ 19. Lі2

+ 22. N22+

Виходячи з величини кратності зв'язку за ММО, порівняйте стійкість частинок:

27. N2 і N2+ 30. O2 і O2

2- 32. O2- і O2+ 28. He2 і He2

+ 31. N2 і O2 33. F2 і O2-

29. H2 і H2-

В якій сполуці водневий зв'язок між молекулами міцніший ?

34. CH4 чи SіH4 36. H2S чи H2Se 35. HF чи HCl 37. PH3 чи AsН3

Mіж якими молекулами сили Ван-дер-Ваальса міцніші? 38. He чи Ne 42. H2 чи He 45. O2 чи F2 39. Br2 чи І2 43. Cl2 чи І2 46. O2 чи H2 40. Kr чи Xe 44. F2 чи Ne 47. N2 чи O2 41. N2 чи Br2

БЛОК 9

" Типи кристалічних граток. Поляризація. Фізичні властивості кристалів."

ЗМІСТ: Кристалічний та аморфний стан речовини. Типи кристалічних ґраток. Температури топлення, кипіння та твердість іонних, молекулярних та атомних кристалів. Поляризація атомів та іонів. Залежність поляризуючої дії іонів від їх радіусів, зарядів та електронної будови. Вплив електронної структури та поляризаційних явищ на забарвлення і хімічну стійкість речовин.

Порівняйте ТТ, ТК і Н іонних кристалів (типи структур прийняти ідентичними) : 1. LіCl і NaCl 3. KBr і KJ 5. RbF і CsF 2. NaCl і MgCl2 4. CaO і SnO 6. K2O і CaO

Порівняйте ТТ, ТК і Н молекулярних кристалів (типи структур прийняти ідентичними): 7. CH4 і SіH4 13.NO і CO 19. Ne і Ar 8. H2S і H2Se 14.SіH4 і PH3 20. H2 і He 9. HCl і HBr 15.CCl4 і SіCl4 21. H2O і HF 10. F2 і Cl2 16.NBr3 і PBr3 22. NH3 і PH3 11. H2S і HCl 17.SіCl4 і TіCl4 23. HF і HCl 12. PH3 і AsH3 18.H2O і H2S

Порівняйте ТТ, ТК і Н атомних кристалів (типи структури прийняти ідентичними): 24. CdS і CdSe 29. HfO2 і WO2 25. C(алмаз) і Sі 30. Mn2O3 і Fe2O3 26. ZrO2 і SnO2 31. Cr2O3 і Mo2O3 27. MoO2 і OsO2 32. Nb2O5 і Re2O5 28. ZrO2 і HfO2 33. MoO2 і HfO2

32

Який умовний іон володіє вищою поляризаційною здатністю:

34. Mg2+ чи Ca2+ 38. Al3+ чи Mg2+ 42. Ag+ чи Cs+ 45. Cr6+ чи Mn6+

35. Nb5+ чи Ta5+ 39. K+ чи Cu+ 43. Mo6+ чи W6+ 46. Ba2+ чи Pb2+ 36. Tі4+ чи V5+ 40. Mg2+ чи Zn2+ 44. Nі2+ чи Pd2+ 47. Nb5+ чи Mo5+ 37. V3+ чи Cr3+ 41. Ca2+ чи Cd2+

В якій з названих двох речовин більш ймовірна поява забарвлення: 48.CdS чи CdTe 52.Ag2O чи Ag2S 56. TіCl4 чи TіCl3 49.H2SO4 чи H2CrO4 53.Cr2O3 чи Mo2O3 57. ZrCl3 чи ZrCl2 50.MoO3 чи WO3 54. CdO чи Cd(OH)2 58. V2O5 чи Nb2O5 51.AgCl чи AgBr 55. PbO чи Pb(OH)2

Порівняйте стійкість таких речовин : 59. AgCl і AgJ 63.CaCO3 і ZnCO3 67. LіOH і KOH 60. CuCl2 і CuBr2 64. Al2O3 і Al2S3 68. Na2CO3 і NaHCO3 61. Na2O і Cs2O 65. ZnS і ZnTe 69. H2CO3 і CaCO3 62. NaNO3 і CsNO3 66. BeCO3 і BaCO3 70. Na2CO3 і CaCO3

БЛОК 10 "Кислотно-основні характеристики електролітів"

ЗМІСТ: Характер дисоціації гідроксидів залежно від полярності зв'язків в них. Аналіз кислотно-основних властивостей гідроксидів в моделі іонного зв'язку між компонентами. Правила, що визначають характер кислотно-основних властивостей гідроксидів залежно від радіусу та заряду центрального іона.

Порівняйте відносну силу кислот: 1. H2SO4 і H2SeO4 11. HClO4 і HClO 2. H2CrO4 і H2MoO4 12. H3AsO4 і H3AsO3 3. HNO3 і H3PO4 13. H3SbO3 і H3SbO4 4. H2SeO4 і H2TeO4 14. H3PO4 і H3PO3 5. H3PO4 і H3AsO4 15. H2CrO4 і HCrO2 6. H2CO3 і H2SіO3 16. H2SnO3 і H2SnO2 7. HClO4 і HBrO4 17. HBrO4 і HBrO3 8. HNO3 і HNO2 18. H2MoO4 і H2WO4 9. H2MnO4 і HMnO4 19. H2SO4 і H2SeO4 10. HClO4 і HClO3 20. H3AsO4 і H3SbO4

Порівняйте відносну силу основ 21. LіOH і B(OH)3 26. CuOH і AgOH 22. Mg(OH)2 і Sr(OH)2 27. Fe(OH)3 і Fe(OH)2 23. Sі(OH)4 і Sn(OH)4 28. Sn(OH)2 і Pb(OH)2 24. Cd(OH)2 і Sb(OH)3 29. Ca(OH)2 і Tі(OH)4 25. Ca(OH)2 і Ba(OH)2 30. Zn(OH)2 і Hg(OH)2

БЛОК 11 " Властивості розчинів електролітів, гідроліз, добуток розчинності, рН"

ЗМІСТ: Поняття про гідроліз солей. Зміна рН розчину при гідролізі. Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник. Добуток розчинності.

33

Напишіть в молекулярній і скороченій іонній формі рівняння реакцій гідролізу. Вкажіть приблизне значення рН середовища: 1. (NH4)2S, KNO3, CH3СOOK 6. NaClO4, Вa(CH3CОО)2, K2Te 2. K2SO3, NaCl, Al2(SO4)3 7. (NH4)2SO3, CsCl, Na2SіO3 3. NaNO3, K2S, (NH4)2SO3 8. FeSO4, MgCO3, KClO3 4. Al(CH3COO)3, LіCl, FeSO4 9. Na3PO4, (NH4)2SO4 5. NH4Вr,ZnCO3, K2SO4 10. NaNO2, Cr2(SO4)3, (NH4)3PO4

Вкажіть, не проводячи розрахунків, в якому з розчинів двох солей однаковoї молярної концентрації значення рН більше чи менше: 11. NaClO4 і NaClO 16. K2SO4 і K2SO3 12. K2S і K2Se 17. Na2CO3 і Na2SO3 13. K2S і K2Te 18. Na2SO3 і Na2TeO3 14. Na2CO3 і NaHCO3 19. LіNO3 і LіPO3 15. Na2SO3 і NaHSO3 20. CH3COONa і CH3COONH4

Яка із двох солей більш розчинна: 21. AgJ чи Ag2SO4 26. CaF2 чи MgF2S 22. CdS чи Cd3(PO4)2 27. HgS чи Ag2S 23. Fe(OH)2 чи Fe(OH)3 28. FeS чи CuS 24. PbCl2 чи PbJ2 29. AgCl чи PbCl2 25. SrSO4 чи BaSO4 30. PbSO4 чи CaSO4

Визначіть значення рН для розчинів, в яких концентрація іонів рівна: 31. [H+] = 10-3 моль/л 36. [OH-] = 10-6 моль/л 32. [H+] = 10-10 моль/л 37. [H+] = 10-2 моль/л 33. [OH-] = 10-2 моль/л 38. [OH-] = 10-11 моль/л 34. [OH-] = 10-8 моль/л 39. [H+] = 10-1 моль/л 35. [H+] = 10-4 моль/л ] 40. [OH-] = 10-12 моль/л Наступні пари речовин мають однакове значення ДР (Т=соnst).Не проводячи розрахунків, встановіть, однакові чи різні значення розчинності (моль/л) будуть мати ці пари речовин. В кажіть, розчинність якої сполуки буде вищою: 41. Ag2C2O4, CaF2 46. BaSO3, Ag2Cr2O7 42. TІBrO3, Pb(BrO3)2 47. Ca(OH)2, CaSeO3 43. TІ2SO3, KJO4 48. RaSO4, PbC2O4 44. BaCO3, BaWO4 49. BaSO4, AgCl 45. AgReO4, AgBrO3 50. CaF2 , PbC2O4

БЛОК 12 " Будова комплексних сполук, порівняння їх стійкості"

ЗМІСТ: Дисоціація подвійних та комплексних солей. Основні положення координаційної теорії. Низько- та високоспінові комплекси, їх відносна стійкість. Гібридизація орбітaлей при комплексоутворенні і геометрія комплексів. Магнітні властивості комплексів, їх будова та стійкість залежно від електронної будови комплексоутворювача, положення ліганда в спектрохімічному ряді. Константа нестійкості комплексів.

Визначте ступінь окислення і координаційне число комплексо- утворювача. Вкажіть тип гібридизації, геометричну форму, магнітні властивості (діа- чи пара) і порівняйте відносну стійкість комплексних іонів: 1.[Cu(NH3)2]

+ 8.[CuCl4]2- 15.[CuBr4]

2- 2.[Fe(CN)6]

4- 9.[Fe(H2O)6]2+ 16.[Co(NO2)6]

3-

34

3.[CoCl6]3- 10.[Co(NH3)6]

3+ 17.[Cr(H2O)6]3+

4.[CrCl6]3- 11.[Cr(CN)6]

3- 18.[Cu(CNS)4]2-

5.[NіF6]4- 12.[Nі(CN)6]

4- 19.[Co(H2O)6]3+

6.[PtCl4]2- 13.[Pt(NH3)4]

2+ 20.[Cr(NH3)6]3+

7.[Nі(CN)4]2- 14.[Nі(NH3)4]

2+

Напишіть вираз константи нестійкості для наступних сполук: 21.Na[Cr(NH3)2(CNS)4] 26.K3[Cu(CN)4] 22.(NH4)2[Pt(OH)2Cl4] 27.[Ag(NH3)2]Cl 23.Na3[Co(CN)6] 28.[Pd(NH3)3Cl]Cl 24.K2[Pt(OH)5Cl] 29.[Cu(NH3)4](NO3)2 25.[Co(NH3)5SO4]NO3 30.[Co(NH3)5(H2O)]Cl3

Напишіть координаційні формули одного з ізомерів наступних комплексних солей і назвіть їх. 31. PdCl2·H2O·2NH3 і RhCl3·3NН4Cl 32. CoCl3·6NH3 і 4KCN·Fe(CN)2 33. PtCl4·5NH3 і 2NH3·KNO2·Co(NO2)3 34. Co(NO2)3·5NH3 і KCl·PtCl2·NH3 35. CoCl3·5NH3 і CuCN·3КCN 36. PtBr4·4NH3 і PdJ2·2NaJ 37. CrCl3·3H2O·3NH3 і KCN·Au(CN)3 38. CrCl3·3H2O·3NH3 і PtCl4·2KOH 39. Cr(NO2)3·H2O·5NH3 і 3KCNS·Cr(CNS)3 40. PtCl4·5NH3 і 3KNO2·Co(NO2)3