Робоча навчальна програма і система модульно-рейтингового оцінювання знань і вмінь студентів з дисципліни "Хімія"

Ступінь і константа гідролізу. Фактори, що зміщують рівновагу гідролізу.

 

Тема 10. Комплексні сполуки.

Комплексні сполуки. Поняття про комплексні сполуки. Основні положення координаційної теорії А. Вернера. Зовнішня і внутрішня сфери комплексів. Характеристика лігандів. Координаційне число комплектоутворювача. Заряд комплексного іона. Основні класи комплексних сполук. Гідрати (аквакомплекси). Кристалогідрати, як окремий випадок аквакомплексів.

Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках. Розгляд її з позицій методу валентних зв’язків. Стійкість комплексних іонів в розчинах. Електрохімічна дисоціація комплексних сполук. Застосування комплексних сполук. Внутрішньокомплексні сполуки. Роль гему та хлорофілу.

 

Тема 11. Окисно-відновні реакції. Електродні потенціали. Електроліз.

Окисно-відновні реакції. Електродні потенціали. Електроліз. Реакції, які протікають зі зміною і без зміни ступеня окислення атомів елементів. Класифікація окисно-відновних реакцій. Окисники та відновники. Правила складання рівня окисно-відновних реакцій. Методи електронного балансу і електронно-іонний. Реакції самоокислення і самовідновлення. Електрохімічні процеси. Електродний потенціал. Водневий електрод.

Взаємодія металів з кислотами, солями у водних розчинах, як окисно-відновний процес. Отримання електричного струму при хімічних реакціях. Виникнення різниці потенціалів на межі поділу метал-водний розчин його солі. Рівняння Нернста. Роботи Н.Н. Бекетова.

Електрохімічний ряд напруг металів. Стандартні окисно-відновні потенціали. Електроліз, як окисно-відновний процес. Закони електролізу. Електроліз розплавів, водних розчинів кислот, солей, лугів і їх практичне значення.

Водневий електрод порівняння; стандартні електродні потенціали. Залежність електродного потенціалу металу від концентрації його іонів в розчині.

ЛАБОРАТОРНІ  ЗАНЯТТЯ

Тема 1. Правила роботи в лабораторії. Техніка виконання лабораторних робіт. Техніка безпеки.

Тема 2. Визначення молекулярної маси речовини. Визначення відносної молекулярної маси за відносною густиною газу.

Тема 3. Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага. Каталіз.

Тема 4. Розчини. Властивості розчинів. Розчинність речовин.

Тема 5. Розчини. Приготування розчинів.

Тема 6. Електролітична дисоціація.

Тема 7. Реакція в розчинах електролітів. Добуток розчинності.

Тема 8. Іонний добуток води. Водневий показник. 

Тема 9. Гідроліз солей.

 

ПИТАННЯ ДО КОЛОКВІУМУ

 

1.Розчини. Концентрація розчинів. Способи визначення концентрації розчинів.

2.Закон Вант-Гоффа, Рауля і його наслідки для неелектролітів та електролітів. Ізотонічний коефіцієнт, його застосування.

3.Дисоціація, константа, ступінь дисоціації.  Зв’язок між константою та ступенем дисоціації. Закон розбавлення Оствальда. Іонний добуток води, pН, pОН та їх представлення через концентрацію іонів водню і гідроксид-іонів в розчинах.

4.Гідроліз солей. Чотири види гідролізу солей. Константа, ступінь гідролізу.

5.Кріоскопія та ебулоскопія. Способи визначення молярної маси розчинних речовин.

 

ТИПОВА КОНТРОЛЬНА РОБОТА.

 

Варіант 1

1.Обчислити масову частку речовини в розчині, добутому змішуванням 150 г розчину з масовою часткою речовини 0,3 і 60 г розчину з масовою часткою 0,4.

2.Розрахувати, при якій температурі повинен кристалізуватися розчин, що містить в 100 г води 20 г глюкози.

3.Показати зміну енергії при зближенні двох атомів водню з паралельними і протилежними спінами електронів.

4.Закон Вант-Гоффа для хімічної кінетики.

 

Варіант 2

1.Обчислити масу розчину H2SO4 з масовою часткою 90% і масу води потрібну для приготування розчину 300 г з масовою часткою H2SO4 30%.

2.Розчин, що містить 6 г деякої речовини в 90 г диетилового ефіру (С2Н2)2О, кипить при температурі 36о С. Визначити молярну масу розчиненої речовини.

3.Закон Авогадро.

4.Закон Вант-Гоффа для осмотичного тиску розчинів.

 

Варіант 3

1.Обчислити масову частку хлориду натрію в розчині, добутому змішуванням 0,1 молярного розчину NaCl, взятому об’ємом 500 мл та 200 мл води.

2.Знайти точку кипіння розчину, який складається із 100 г води і 20 г глюкози.

3.Охарактеризувати ковалентний тип хімічного зв’язку. В яких речовинах він спостерігається? Навести приклади.

4.Теорія електролітичної дисоціації.

 

Варіант 4

1.До 500 мл 0,05 H розчину KCl додали 500 мл 5% розчину тієї ж солі. Обчислити масову частку KCl в розчині.

2.Нашатирний спирт вміщує 10% аміаку за масою. Розрахувати об’єм газу (н.у.), який потрібен для отримання 1000 мл нашатирного спирту ( = 0,96 г/мл).

3.Охарактеризувати іонний тип хімічного зв’язку. В яких речовинах він спостерігається? Навести приклади.

4.Закон кратних відношень. 

 

 

ЗРАЗОК ТЕСТУ

1. Для приготування 0,5 мол. розчину потрібно взяти:

а) 0,5 мл H2O та 1 моль речовини;

б) 0,5 л H2O та 1 моль води;

в) 0,5 моля речовини та 1 мл Н2О;

г) 0,5 моля речовини та 1 л Н2О;

д) всі відповіді неправильні.

 

2. Електролітична дисоціація відбувається за рахунок:

а) проходження електричного струму через розчин;

б) за рахунок взаємодії розчинних іонів між собою;

в) за рахунок іонізуючої дії розчинника; 

г) під дією температури;

д) всі відповіді неправильні.

 

3. При взаємодії нітрогену із гідрогеном об’єм (н.у.):

а) зменшиться; 

б) збільшиться; 

в) залишиться незмінним.