Олімпіада з хімії

Рекомендації з підготовки до ІV етапу Всеукраїнської олімпіади з хімії

(редакція 2009 року)

Рекомендації розроблено з урахуванням змісту програми для загальноосвітніх навчальних закладів із поглибленим вивченням хімії та силабусу Міжнародних хімічних олімпіад.

Перелік основних питань, у відповідності з якими готуються комплекти завдань ІV етапу олімпіади, списки рекомендованої літератури та корисних веб-джерел сприятимуть самостійному навчанню майбутніх учасників олімпіад і допоможуть учителям належним чином організувати позакласні заняття.

Задачі, що стосуються питань, включених до програми для молодших класів, можуть входити до комплекту задач і для старших класів.

Рекомендації з підготовки до ІV етапу Всеукраїнської олімпіади з хімії

 Загальна та неорганічна хімія

8 клас

  1. Фізичні й хімічні процеси. Прості і складні речовини. Гетерогенні й гомогенні суміші. Розчини. Способи розділення сумішей (седиментація, флотація, просіювання, екстракція, магнітна сепарація, декантація, центрифугування, дистиляція, фільтрування, сорбція). Кількісний склад сумішей (масові, мольні, об’ємні частки).
  2. Будова атома. Субатомні частинки. Іони. Типи радіоактивного випромінювання. Нуклонне число і нукліди. Ізотопи стабільні та радіоактивні. Радіоактивний розпад хімічних елементів. Ядерні реакції і період напіврозпаду. Дефект маси. Біологічна дія радіоактивного випромінювання.
  3. Періодичний закон Д.І. Мендєлєєва і Періодична таблиця елементів. Залежність властивостей елементів від їх розташування в періодичній таблиці. Розміри атомів та іонів. Енергії іонізації, спорідненість до елек­трона, електронегативність. Взаємодія світла з речовиною. Будова електронної оболонки атома. Енергетичні рівні й підрівні, послідовність їх заповнення електронами. Принцип мінімальної енергії. Правило Клечковського, принцип Паулі, правило Хунда.
  4. Хімічний зв’язок, його характеристики. Ковалентний та іонний типи зв’язку. Орбіталі та їх гібридизація. Просторова будова молекул та іонів. Модель Гіллеспі. Будова речовини у конденсованому стані. Кристалічні гратки – молекулярні, атомні, іонні, металічні. Координаційне число, елементарна ячійка. Залежність властивостей речовин від типів кристалічних ґраток.
  5. Кількість речовини, моль. Розрахунки з використанням сталої Авогадро. Масові частки елементів у сполуках. Визначення хімічної формули речовини за даними про його кількісний елементний склад. Розрахунки за рівняннями хімічних реакцій. Розрахунки за рівняннями реакцій, якщо реагенти містять домішки. Розрахунки за рівняннями паралельних реакцій. Розрахунки за рівняннями послідовних реакцій.
  6. Молярний об’єм ідеального газу. Закон Дальтона. Закон об’ємних відношень, закон Гей-Люссака, рівняння Менделєєва-Клапейрона. Розрахунки складу газових сумішей, в яких відбуваються хімічні реакції.
  7. Основні класи неорганічних сполук та генетичний зв’язок між ними. Уявлення про координаційні сполуки, кристалогідрати.
  8. Хімія елементів першого, другого та третього періодів. Хімія гідрогену, карбону, нітрогену, оксигену, лужних та лужноземельних металів, галогенів, халькогенів, типових представників перехідних елементів. Фізичні і хімічні властивості води. Водневий зв¢язок.
  9. Хімічний посуд. Основні операції хімічного синтезу та аналізу.
  10. Основи аналітичної хімії. Гравіметрія. Якісний аналіз катіонів і аніонів у розчинах.

 Загальна, неорганічна, фізична та аналітична хімія

9 клас

  1. Поняття про еквівалент. Розрахунки із застосуванням закону еквівалентних відношень.
  2. Ступінь окиснення. Окисники, відновники. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій.
  3. Поняття про енергетику хімічних реакцій. Закон збереження енергії. Перетворення енергії під час хімічних реакцій. Внутрішня енергія і тепловий ефект, ентальпія. Екзо- та ендотермічні реакції. Термохімічні рівняння. Закон Гесса. Теплоти утворення та горіння речовин, наслідки із закону Гесса. Розрахунки за термохімічними рівняннями. Тепловий ефект розчинення.
  4. Початкові поняття хімічної кінетики. Швидкість хімічної реакції. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин. Закон діючих мас. Залежність швидкості реакції від температури і природи реагуючих речовин. Поняття про енергетичний бар’єр, активований комплекс, енергію активації. Залежність швидкості реакції від наявності каталізатора і від площі поверхні зіткнення реагуючих речовин. Поняття про ланцюгові реакції. Каталіз. Каталізатори та інгібітори. Теорія проміжних сполук. Загальні відомості про гомогенний і гетерогенний каталіз.
  5. Початкові поняття про хімічні рівноваги. Оборотні (рівноважні) та необоротні (нерівноважні, спонтанні) процеси. Константа хімічної рівноваги. Порушення рівноваги внаслідок зміни концентрації будь-якої з речовин, що беруть участь у реакції, тиску і температури. Принцип Ле Шательє. Констан­та рівноваги, виражена через парціальні тис­ки (Кр). Розрахунки рівноваг у газовій фазі.
  6. Розчини. Способи вираження концентрації розчину. Масова частка розчиненої речовини. Молярна концентрація розчиненої речовини. Молярна концентрацію еквівалентів речовини. Розчинність газів та твердих речовин. Закон Генрі. Розв’язування розрахункових задач, пов’язаних з розчинністю речовин і складом розчинів. Закон Генрі. Закон Рауля.
  7. Електролітична дисоціація кислот, лугів, солей. Електроліти і неелектроліти. Механізми дисоціації речовин з іонним і полярним ковалентними зв’язками. Хімічні властивості кислот, основ, амфотерних сполук, солей у світлі уявлень про електролітичну дисоціацію. Іонні реакції у розчинах. Іонні рівняння реакцій.  Поняття про ступінчасту дисоціацію. Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Гідроліз. Констан­та рівноваги, виражена через молярні концентрації (Кс). Іонний добуток води. Константи дисоціації кислот та протонування основ. рН розчину. Визначення рН розчину за допомогою індикаторів. Буферні розчини. Комплексоутворення у розчинах. Константи рівноваги реакцій комплексоутворення. Добуток розчинності. Розрахунки рівноваг у розчинах. Теорії кислот та основ Бренстеда-Лоурі та Льюїса.
  8. Початки електрохімії. Електрохімічні процеси. Поняття про електродний потенціал. Гальванічний елемент. Запис схеми гальванічного елемента. Визначення рН розчину електрометричним методом. Електроліз. Закони Фарадея. Електрохімічний еквівалент речовини. Розрахунки на основі використання законів Фарадея.
  9. Хімія металічних елементів. Хімія неметалічних елементів.
  10. Основи титриметричного аналізу. Обладнання для здійснення титриметричного аналізу. Кислотно-основне титрування. Вибір індикатора для встановлення кінцевої точки титрування. Пряме й обернене титрування.

10-11 класи

  1. Теорія хімічного зв’язку. Основи квантово-хімічного опису хімічного зв’язку. Резонанс та резонансні структури. Делокалізація електронів, хімічний зв’язок у полієнах та ароматичних сполуках. Електронна та просторова будова і властивості коорди­наційних сполук. Класифікація, номенклатура, ізомерія, забарвлення й магнітні властивості комплексів. Використання методів валентних схем та молекулярних орбіталей для опису електронної будови. Кислоти та основи Льюїса. Жорсткі і м¢які основи за Пірсоном.
  2. Основи термодинаміки. Система та її стани. Термодинамічні компоненти системи. Внутрішня енергія системи. Теплота та робота. Ентальпія, ентропія, енергія Гіббса.  Ізохорний, ізотермічний, ізобарний, адіабатичний,  процеси. Критерії самочинного перебігу спонтан­них процесів. Термодинаміка фазових пе­реходів. Рівняння Клапейрона–Клаузіуса.  Фазові діаграми ста­ну. Правило фаз Гіббса, умови рівноваги між фазами. Констан­та рівноваги, виражена через мольні частки (Кх). Стандартна константа рівноваги (К0). Зв¢язок між константами рівноваги К0КрКхКс. Ізотерма хімічної реакції Вант-Гоффа. Залежність констант рівноваги від температури. Розрахунки рівноважного складу. Методи визначення молекулярних мас: кріоскопія, ебуліоскопія, осмометрія.
  3. Розподіл речовини між двома рідкими фазами, що не змішуються. Константа і коефіцієнт розподілу. Екстракція. Рівноваги в екстракційних системах.
  4. Поверхневі явища та наноситеми. Вплив розмірів частинок на особливості їхніх хімічних властивостей та реакційну здатність. Колоїдні розчини. Поверхнево активні речовини. Міцели.

Явище адсорбції. Адсорбційна рівновага. Ізотерма Ленгмюра.

Наночастинки, наноструктури, наноматеріали. Засоби стабілізації наночастинок та їх асоціатів.

Фулерени. Їхні будова та хімічні властивості.

  1. Електрохімія. Термодинамічні параметри хіміч­ної реакції, що відбувається в гальванічному елементі. Робота гальванічного елемента. Класифікація електродів (І та ІІ роду, газові, окисно-відновні) та електрохімічних кіл (хімічні, концентраційні). За­лежність електрорушійної сили та потенціалів електродів від концентрації (активності) потенціаловизначаючих іонів, рівняння Нернста.
  2. Хімічна кінетика. Механізм реакції, прості та складні реакції. Кінетичні криві, кінетичні рівняння. По­рядок реакції та методи його визначення. Константа швид­кості реакції, період напівперетворення. Молекулярність еле­ментарних реакцій та її зв’язок із порядком реакції. Інтегруван­ня кінетичних рівнянь для реакцій різних порядків. Складні реакції. Паралельні реакції. Послідовні реакції. Обо­ротні реакції. Аналіз механізмів реакцій із використанням квазістаціонарного наближення.

Ферменти, їх склад і механізм дії. Кінетичні схеми і механізми ферментативних реакцій. Багатосубстратні реакції. Вплив температури і рН на швидкість ферментативної реакції. Індуктори й інгібітори; інактивація ферментів. Використання іммобілізованих ферментів.

  1. Фізичні і фізико-хімічні методи дослідження й аналізу.

Електрохімічні мето­ди аналізу: потенціометрія, кон­дуктометрія, амперметрія.

Оптичні методи аналізу.

Принципи і види хроматографії.

Інфрачервона спектро­скопія, інтерпретація ІЧ-спектрів.

Спектроскопія магнітного резонансу. Поняття про ЕПР-спектри. ЯМР-спектроскопія: причини виникнення сигналу, інтенсивність та хіміч­ний зсув, тонка структура ЯМР-спектрів; спін-спінова взаємодія (константи спін-спінової взаємодії та мультиплетність сигналу).

Мас-спектрометрія (принцип методу, молекулярні іони, фрагментація).

Рентгеноструктурний аналіз. Закон Брегга.

  1. Принципи функціонування хімічних виробництв. Хімічна та металургійна промисловість. Виробництво сірчаної, фосфорної, азотної кислот, лугів, содових продуктів, металів, добрив. Основні поняття та принципи „зеленої хімії”.
  2. Окисно-відновне титрування. Осаджувальне титрування. рН-метричне титрування. Закон Ламберта-Бера. Колориметричний та спектрофотометричний аналіз.
  3. Значущі цифри, похибки при аналітичних визначеннях та їх оцінка, перенос похибок при непрямих вимірюваннях. Побудова графіків.

Органічна хімія

9-10 класи

  1. Будова органічних сполук. Основні типи зв’язків в органічних сполуках; s- та p-зв’язки. Взаємодія валентних електронів. Полярність зв’язків. Індуктивний та мезомерний взаємний вплив атомів та груп атомів у молекулах органічних сполук.
  2. Ізомерія. Типи ізомерії органічних сполук. Поняття про конфігурацію та конформацію. Хіральність. Типи хіральності органічних сполук. Енантіомери й діастереомери. Поняття про оптичну активність органічних сполук. Номенклатура органічних сполук, в тому числі цис-, транс– та оптичних ізомерів (R,S-номенклатура).
  3. Механізми органічних реакцій. Реакції заміщення. Нуклеофільне заміщення біля насиченого атома вуглецю. Механізми SN1 та SN2. Електрофiльне приєднання до кратного зв’язку. Електрофiльне приєднання до спряжених дiєнiв. Механізм нуклеофiльного приєднання до кратного зв’язку.

Радикали та iх реакцiї. Методи утворення вiльних радикалiв. Просторова будова й стабiльнiсть радикалiв. Реакцiї, що контролюються симетрiєю. Реакцiї циклоприєднання. Реакцiя Дiльса-Альдера. Реакцiї 1,3-бiполярного приєднання. Сигматропнi перегрупування.

  1. Вуглеводні. Насичені вуглеводні (алкани). Гомологічний ряд та ізомерія алканів. Властивості алканів. Добування та застосування алканів. Циклоалкани. Стереохімія циклоалканів С37. Поліциклічні насичені вуглеводні – декалін і адамантан, їх стереохімія та хімічні властивості. Ненасичені вуглеводні. Етилен та його гомологи (алкени). Фізичні та хімічні властивості, електронна будова алкенів. Утворення та стабільність карбокатіонів. Дієнові вуглеводні та полієни. Бутадієн, ізопрен, аллен. Взаємодія електронів p-зв’язків у дієнах (кон’югація), зміщення електронної густини в кон’югованих системах атомів, вплив на хімічні властивості дієнів. 1,2- та 1,4-приєднання електрофілів. Ацетилен та його гомологи (алкіни). Електронна будова і хімічні властивості алкінів.
  2. Галогенопохідні вуглеводнів. Будова галогенопохідних вуглеводнів; полярність зв’язку карбон – галоген. Добування, хімічні властивості галогенопохідних вуглеводнів. Нуклеофільне заміщення при sp3-гібридизованому атомі карбону. Застосування галогенопохідних вуглеводнів у побуті та в органічних синтезах. Добування та застосування металоорганічних сполук.
  3. Спирти. Гомологічний ряд і номенклатура спиртів. Водневі зв’язки у спиртах. Синтез, хімічні властивості й застосування спиртів. Багатоатомні спирти. Етери, їх добування, хімічні властивості.
  4. Уявлення про високомолекулярні органічні сполуки. Поняття мономеру та елементарної ланки полімеру. Добування полімерів методом полімеризації.

Органічна хімія та біохімія

11 клас

  1. Ароматичні вуглеводні (арени). Бензол та його гомологи. Поняття ароматичності та антиароматичності. Небензоїдні ароматичні системи. Номенклатура ароматичних вуглеводнів. Хімічні властивості аренів. Нуклеофiльне та електрофiльне заміщення в ароматичних сполуках. Добування та застосування ароматичних вуглеводнів. Взаємоперетворення насичених, ненасичених та ароматичних вуглеводнів.
  2. Феноли. Взаємний вплив атомів у молекулі фенолу і пов’язані з цим його хімічні властивості. Кислотність фенолів. Добування фенолів.
  3. Альдегіди та кетони. Номенклатура альдегідів та кетонів, будова їх молекул. Хімічні властивості альдегідів та кетонів. Синтез і застосування альдегідів і кетонів.
  4. Карбонові кислоти та їх похідні. Номенклатура карбонових кислот, будова їх молекул; карбоксильна група. Хімічні властивості карбонових кислот.Мурашина, оцтова, стеаринова, бензойна, щавлева, янтарна та лимонна кислоти.Синтез і застосування карбонових кислот. Аспірин.

Похідні карбонових кислот: ангідриди, хлорангідриди, естери та аміди, їх добування й хімічні властивості. Солі карбонових кислот. Мила та мийні засоби.

  1. Нітрогеновмісні органічні сполуки.

Аміни, поширеність у природі, номенклатура. Будова молекул амінів. Метиламін, триетиламін та анілін. Хімічні властивості амінів: реакції з кислотами (зіставлення з аміаком) та ангідридами кислот, галогеналканами. Четвертинні амонійні солі. Синтез та застосування амінів.

Нітроалкани та нітроарени, їх хімічні властивості та застосування. Оксими, гідразони, нітрили, гідроксамові кислоти, азиди та гідразиди.

  1. Сульфуровмісні органічні сполуки. Тіоли і меркаптани, їх хімічні властивості й добування. Алкіл- і арилсульфокислоти та їх естери. Хімічні властивості й добування.
  2. Гетероциклічні сполуки. Поширеність гетероциклічних сполук у природі, їх застосування. Ароматичні п’яти- та шестичленні гетероцикли з одним гетероатомом. Їх синтез та хімічні властивості. Порівняння їх електронної будови і хімічних властивостей з бензолом.
  3. Макроцикли: порфірини, краун-етери, криптанди, карцеранди, каліксарени, катенани, ротоксани тощо. Принципи темплатного синтезу.
  4. Синтетичні та природні барвники, їх основні класи та застосування. Індиго, метилоранж, флуоресцеїн, флавоноли й халкони. Ціанінові барвники. Принципи залежності кольору органічної сполуки від її будови.
  5. Цiанетилювання. Реакція Міхаеля. Реакції по карбонільній групі. Приклади приєднання до карбонільної групи спиртів, тіолів, цiановодню, HSO3­, гiдрид-iону. Реакція Мейeрвейна-Понндорфа. РеакціяКаннiцаро. Ацилоїнова конденсацiя. Приклади реакцій приєднання-вiдщеплення. Реакцiї з похiдними амiаку. Гiдролiз естерів. Приєднання нуклеофiлiв із вуглецевим центром. Взаємодія з металоорганічними сполуками. Приєднання ацетилiд-iонiв. Альдольна конденсацiя. Реакцiя Перкiна. Реакцiя Кневенагеля та Штоббе. Естерна конденсацiя Кляйзена. Бензоїнова конденсацiя. Бензилове перегрупування. Реакцiя Вiттiга. Стереоселективнiсть реакцiй приєднання до карбонiльної групи.

Реакцiї елiмiнацiї та їх механiзми. Стереохiмiя процесiв елiмiнацiї. Правила Зайцева та Гофмана. Стабiльнiсть, структура й перегрупування карбокатiонiв. Секстетнi перегрупування. Реакцiї карбанiонiв. Тавтомернi перетворення. Реакції приєднання та елiмiнацiї: карбоксилювання i декарбоксилювання. Приклади реакцiй замiщення: дейтеро-водневий обмiн, реакцiя Раймера-Тiмана. Реакцiї окиснення.

  1. Основні класи природних органічних сполук. Амінокислоти, пептиди, білки, склад їх молекул. Структури двадцяти природних амінокислот. Поширеність у природі. Хроматографія та електрофорез амінокислот. Взаємозв’язок будови молекул із фізичними властивостями. Хімічні властивості амінокислот. Синтез L-амінокислот та пептидів. Аналіз амінокислотної послідовності в пептидах. Структурні рівні організації білкових молекул. Денатурація і ренатурація білків. Методи виділення білків. Метаболізм білків. Чотири шляхи перетворення амінокислот у живих організмах. Практичне застосування амінокислот, пептидів та білків. Аспартам. Желатин. Роль АТФ у механізмах дії ферментів.

Вуглеводи. Поширеність у природі та застосування. Основні принципи процесу фотосинтезу вуглеводів, стадії темнова та світлова. Шляхи перетворення вуглеводів в організмі до молочної кислоти та етанолу. АТФ-баланс. Моносахариди, олігосахариди, полісахариди. a-D- i b-D-Глюкопіранози. Фруктоза. Три типи проекцій моносахаридів: Фішера, Хеуорта і сучасний тип. Дисахариди: мальтоза, целобіоза, лактоза й сахароза, склад їх молекул. Крохмаль і целюлоза.

Нуклеїнові кислоти. ДНК, РНК та їх складові. Рибоза та дезоксирибоза. Піримідинові та пуринові основи. Компліментарність основ і будова молекули ДНК. Будова й склад хромосоми. Реплікація ДНК, транскрипція генів, механізм синтезу білка. Мутації генів. Генна інженерія.

Жири та ліпіди. Тригліцериди, фосфоліпіди, гліколіпіди. Гліцеро- та сфінголіпіди. Хімічний синтез і біосинтез ліпідів. Метаболізм ліпідів. Ліпосоми й ліпопротеїни. Будова клітинної мембрани. Транспорт речовин через мембрану.

Вітаміни А-Е, Р та їх роль у життєдіяльності організмів. Стероїди: статеві гормони, жовчні кислоти, преднізолон. Терпени: камфора, ментол, валідол. Складові парфум. Антибіотики: пеніциліни, тетрацикліни. Алкалоїди груп хініну, кофеїну та нікотину. Їх практичне використання. Простагландини і їх практичне значення. Інсектициди та гербіциди. Репеленти й аттрактанти. Регулятори росту рослин.

  1. Високомолекулярні сполуки. Синтетичні, природні та штучні полімери. Полімеризація і поліконденсація – основні методи синтезу полімерів. Регулярні та нерегулярні полімери. Типові представники полімерів різних класів. Синтетичні волокна. Проблеми утилізації відпрацьованих полімерних матеріалів та відходів.
  2. Промислове виробництво органічних сполук. Природні джерела органічної сировини. Нафта, її склад, переробка та застосування нафтопродуктів. Паливно-мастильні матеріали. Природний та супутній нафтовий гази, їх склад, переробка та застосування продуктів переробки. Синтез-газ. Вугілля та його хімічне використання. Кокс.

Рослинна сировина в хімічних виробництвах. Біотехнології у виробництві хімічних сполук. Біосинтези етанолу, сахарози, фруктози та пеніциліну.

  1. Якісний елементний аналіз. Реакції на функціональні групи. Визначення температури плавлення. Використання тонкошарової хроматографії, вибір елюентів.

Вибрана література для підготовки до ІV етапу Всеукраїнської олімпіади з хімії”>
Підручники і навчальні посібники

Загальна і неорганічна хімія

  1. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Химия. 8-11 классы. Пособие для средней школы. М.: Экзамен, 2002.
  2. Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Лунин В.В., Дроздов А.А., Теренин В.И. Химия. 10 класс (профильный уровень). М.: Дрофа, 2008.
  3. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. В 2 т. 14-е изд. М.: Экзамен, 2008. (або попередні видання).
  4. Браун Т., Лемей Г. Химия в центре наук. – М.: Мир, 1983.
  5. Крестов Г.А., Березин Б.Д. Основные понятия современной химии. Л.: Химия, 1986.
  6. Попель П.П. Складання рівнянь хімічних реакцій. К.: Рута, 2000.
  7. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. 7-е изд. М.: Высшая школа, 2009 (або попередні видання).
  8. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ. М.: Химия, 2000.
  9. Турова Н.Я. Таблицы-схемы по неорганической химии: учебно-справочное издание. М.: МЦНМО, 2009; Турова Н.Я. Неорганическая химия в таблицах. М., 1997.
  10. Дей М. К., Селбин Дж. Теоретическая неорганическая химия. 3-е изд. М.: Химия, 1976.
  11. Коулсон Ч. Валентность. М.: Мир, 1965
  12. Кэмпбел Дж. Современная общая химия. В 3 т. М.: Мир, 1975.
  13. Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия. В 2 т. М.: Мир, 2009.
  14. Реми Г. Курс неорганической химии. В 2 т. М.: Мир, 1972.
  15. Некрасов Б.В. Основы общей химии. В 2 т. 4-е изд. М.: (або 3-тє вид., 1973).
  16. Фиалков Ю.Я. Не только в воде. Л.: Химия, 1976.
  17. Холин Ю.В., Слета Л.А. Репетитор по химии. Харьков: Фолио, 1998.

Фізична і колоїдна хімія

  1. Физическая химия. В 2 кн.: Учебное пособие для вузов / К.С. Краснов, Н.К. Воробьев, И.Н. Годнев и др. М.: Высшая школа, 1995.
  2. Яцимирський В.К. Фізична хімія. Підручник для вищих навчальних закладів. Київ; Ірпінь: Перун, 2007.
  3. Эткинс П., де Паула Дж. Физическая химия. В трех частях. М.: Мир, 2007.
  4. Даниэльс Ф., Олберти Р. Физическая химия. М.: Мир, 1978.
  5. Полторак О.М. Термодинамика в физической химии. М.: Высшая школа, 1991.
  6. Грей Г. Электроны и химическая связь. М.: Мир, 1967.
  7. Драго Р. Физические методы в химии. В 2 т.  М.: Мир, 1981.
  8. Еремин В.В. Теоретическая и математическая химия для школьников. М.: МЦНМО, 2007.
  9. Жданов В.П. Скорость химической реакции. Новосибирск: Наука, 1986.
  10. Ферми Э. Термодинамика. Харьков: Изд-во Харьковского ун-та, 1973.
  11. Голиков Г.А. Руководство по физической химии. М.: Высшая школа, 1988.
  12. Фролов Ю.Г. Курс коллоидной химии. Поверхностные явления и дисперсные системы. 2-е изд. М.:Химия, 1989.

Аналітична хімія

  1. Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии. В 2-х т. М.: Мир, 1979.
  2. Лайтинен Г.А., Харрис В.Е. Химический анализ. М.: Химия, 1979.
  3. Васильев В.П. Аналитическая химия. В 2 т. 3-е изд. М.: Дрофа, 2005 (або попередні видання).
  4. Мейтис Л. Введение в курс химического равновесия и кинетики. М.: Мир, 1984.
  5. Фритц Дж., Шенк Г. Количественный анализ. М.: Мир, 1978.
  6. Батлер Дж. Ионные равновесия. М.: Химия, 1973. 446 с.

Органічна хімія і біохімія

  1. Петров А.А., Бальян Х.В., Трощенко, А.Т.;. Органическая химия. Учебник для ВУЗов. СпБ: Иван Федоров, 2003 (або попередні видання).
  2. Робертс Дж., Касерио М. Основы органической химии. В 2 т. 2-е изд. М.: Мир, 1978.
  3. Шабаров Ю. С. Органическая химия. М., 1996. Т. 1, 2.
  4. Ластухін Ю.О., Воронов С.А. Органічна хімія. Львів: Центр Європи, 2001.
  5. Нейланд О.Я. Органическая химия. М.: Высшая школа, 1990.
  6. Моррисон Р., Бойд Р. Органическая химия. М.: Мир, 1974.
  7. Сайкс П. Механизмы реакций в органической химии. 4-е изд. М.: Химия, 1991 (або попередні видання).
  8. Ингольд К. Теоретические основы органической химии.  М.: Мир, 1973.
  9. Марч Д. Органическая химия: реакции, механизмы и структура. Углубленный курс. В 4-х т. М.: Мир, 1987-1988.
  10. Кери Ф., Сандберг Р. Углубленный курс органической химии. В 2 т. М., 1981.
  11. Потапов В.М. Стереохимия. М.: Химия, 1988.
  12. Ковтуненко В.О. Загальна стереохімія. Київ: Невтес, 2001,
  13. Сергеев Н. М. Спектроскопия ЯМР (для химиков-органиков). М., 1981.
  14. Пивоваренко В.Г. Основи біоорганічної хімії. Підручник для 11 класу загальноосвітньої школи з поглибленим вивченням хімії. 2-ге вид. К.: Освіта, 1998 (або 1-ше вид., 1995).
  15. Мецлер Д. Биохимия. Химические реакции в живой клетке. в 3-х т. М.: Мир, 1980.

Збірники задач

  1. Айлетт Б., Смит Б. Задачи и упражнения по неорганической химии. М.: Мир, 1967.
  2. Будруджак П. Задачи по химии. М.: Мир, 1989.
  3. Неділько С. А., Попель П.П. Загальна й неорганічна хімія: Задачі та вправи. К.: Либідь, 2001.
  4. Адамович Т.П., Васильева Г.И., Попкович Г.А., Улазова А.Р. Сборник упражнений и усложненных задач решениями по химии. Минск: Высшая школа, 1979.
  5. Гольдфарб Я.Л., Ходаков Ю.В. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Просвещение, 1979.
  6. Николаенко В.К. Сборник задач по химии повышенной трудности. М.: МИРОС, 1996.
  7. Свитанько И.В. Нестандартные задачи по химии. М.: МИРОС, 1995.
  8. Олимпиады по химии. Сборник задач / И.И. Кочерга, Ю.В. Холин, Л.А. Слета, О.А. Жикол, В.Д. Орлов и С.А. Комыхов. Харьков: Ранок, 2002; Олімпіади з хімії. Збірник задач всеукраїнських, обласних, районних олімпіад з розв’язаннями, вказівками, відповідями / І.І. Кочерга, Ю.В. Холін, Л.О. Слєта та ін. Харків: Ранок, Веста, 2004.
  9. Слета Л.А., Холин Ю.В. 2002 задачи по химии. 2-е изд. Ростов-на-Дону, Феникс, 2006 (або 1-ше вид. Харьков: Фолио, 2003).
  10. Лунин В. В., Ненайденко В. Г., Рыжова О. Н., Кузьменко Н. Е. Химия XXI века в задачах Международных Менделеевских олимпиад, М.: Изд-во Моск. ун-та: Наука, 2006.
  11. Еремин В.В. Задачи международных химических олимпиад (2001-2003). М.: Экзамен, 2004.
  12. Задачи всероссийских олимпиад по химии. Под ред. В.В. Лунина. М.: Экзамен, 2003.
  13. Всероссийская химическая олимпиада школьников. Под ред. Г.В.  Лисичкина. М.: Просвещение, Учебная литература, 1996.
  14. Слєта Л.О., Чорний А.В., Холін Ю.В. 1001 задача з хімії з відповідями, вказівками, розв’язками. Харків: Ранок, 2000; Слета Л.А., Черный А.В., Холин Ю.В. 1001 задача по химии с ответами, указаниями,решениями. М.: Илекса, 2004.
  15. Польские химические олимпиады / Э. Квапневский, Т. Шаршаневич, Р. Киешковский и др. М.: Мир, 1980.
  16. Сорокин В.В., Загорский В.В., Свитанько И.В. Задачи химических олимпиад. Принципы и алгоритмы решений. М.: Изд-во МГУ, 1989.
  17. Хвалюк В.Н., Головко Ю.С., Кананович Д.Г.. Олимпиады школьников по химии: теоретические задания с решениями. Ч. 1., 2007; Ч. 2, 2008. Минск: Нар. асвета.
  18. Середа И.П. Конкурсные задачи по химии. К.: Вища школа (всі видання).
  19. Хомченко Г.П., Хомченко І.Г. Задачі з хімії для вступників до вузів: Навчальний посібник. К.: Вища школа (всі видання).
  20. Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений. М.: Новая волна, 2007 (або попередні видання). Хомченко І.Г. Збірник задач і вправ з хімії. К.: Вища школа, 1992.
  21. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. 2500 задач по химии с решениями (для поступающих в вузы). М.: ОНИКС 21 век, Мир и образование, 2002.

Теорія гібридизації атомних орбіталей

Якісні реакції на катіони і аніони

  1. Реакції забарвлення полум’я

При збудженні атомів електрони набувають більшої енергії, відбувається перехід електронів з нижчих енергетичних підрівнів на вищі.

Наступне повернення електронів на більш низькі енергетичні підрівні супроводжується випромінюванням енергії.

Атоми лужних і лужно-земельних металів легко переходять в збуджений стан. Температури полум’я звичайного пальника досить для збудження атомів, які потім повертаються в основний стан і випускають при цьому світло з довжиною хвилі видимої частини спектра.

Оскільки атоми різних хімічних елементів мають певну електронну будову, то кожен елемент випромінює світло зі своїм набором довжин хвиль (кольорів світла).

Тому при внесенні сполук лужних, лужно-земельних і деяких інших металічних елементів у полум’я воно забарвлюється в певний колір

Оскільки атоми різних хімічних елементів мають певну електронну будову, то кожен елемент випромінює світло зі своїм набором довжин хвиль (кольорів світла).

Тому при внесенні сполук лужних, лужноземельних і деяких інших металічних елементів у полум’я воно забарвлюється в певний колір

Детальніше про реакції забарвлення полум’я катіонами лужних і лужноземельних елементів
2. Якісні реакції на сульфід-аніон

З розчинів іон S2– осаджується у вигляді забарвлених у різні кольори сульфідів металічних елементів

Осадження сульфідів катіонами металічних елементів

CdS↓ – осад жовтого кольору

MnS↓ – осад рожевого кольору

Окисно-відновні й електрохімічні процеси

 

Завдання ІІ етапу Всеукраїнських учнівських олімпіад з хімії

Завдання ІІІ етапу Всеукраїнських учнівських олімпіад з хімії

Харківська обласна хімічна олімпіада Київська обласна хімічна олімпіадаЛьвівська обласна хімічна олімпіадаІвано-Франківська обласна хімічна олімпіадаПолтавська обласна хімічна олімпіада
 
  • з теми “Окисно-відновні реакції”

Задача 1

Заповніть пропуски в рівняннях хімічних реакцій.

  1. 2___ + 2___ = I2 + 2FeCl2 + 2KCl
  2. ___ + 8___ = 3MgCl2 + 2NH4Cl
  3. ___ + SO2 = NO + ___
  4. 2CrCl3 + 3___ + 6H2O = 2___ + 6NaCl + 3H2S
  5. 4___ + 2Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2 + 2H2O
  6. ___ + 5KI + 3H2SO4 = 3___ + 3I2 + 3H2O
Відповідь
  1.  2FeCl3 + 2KI = I2 + 2FeCl2 + 2KCl
  2. Mg2N2 + 8HCl = 3MgCl2 + 2NH4Cl
  3. NO2 + SO2 = NO + SO3
  4. 2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 6NaCl + 3H2S
  5. 4MO2 + 2Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2 + 2H2O
  6. KIO + 5KI + 3H2SO4 = 3K2SO4 + 3I2 + 3H2O
  • з теми “Електрохімія”

Задача 1

Дві мідних кулі діаметром 50 мм (густина міді 8,9 г/см3) занурили у розчин купрум(ІІ) сульфату, підкислений сульфатною кислотою. З’єднавши їх із джерелом постійного струму, провели електроліз протягом 40 годин із силою струму 1,5 А.

  1. Запишіть рівняння електрохімічних реакцій, які відбуваються на кулях.
  2. Яка із куль (катод чи анод) матиме більшу масу після закінчення електролізу? Для довідки: об’єм кулі розраховується за рівнянням , де r – радіус кулі.
  3. Обчисліть співвідношення мас куль після досліду, якщо вихід за струмом склав 80 %.
  4. Які електрохімічні реакції відбуватимуться на електродах, якщо розчин купрум(ІІ) сульфату замінити на чисту воду?
Відповідь

m(куль) = 582 г

m(міді перенесеної з аноду на катод) = 57,28 г

m(катоду)/m(аноду) = 1,22

Задача 2

Метал А при слабкому нагріванні реагує з газом В з утворенням сполуки АВ. Як А, так і АВ енергійно реагують з водою, при цьому утворюються одні і ті ж продукти. Метал А можна отримати електролізом його розплавленого хлориду: при пропусканні електричного струму силою 3.86 А протягом 1 год виділяють 1 г металу А. Знайдіть А і В, напишіть рівняння відповідних реакцій. (45-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2008.)

Розв'язання

Мекв(Ме)= F·m/I·t= 6.9 г/моль

Метал – Li.

2Li + H2 = 2LiH,

LiH + H2O  = LiOH + H2 ,

2Li + 2H2O  = 2 LiOH + H2

Задача 3

Через 500 см3 розчину з концентрацією літій гідроксиду 0,2 моль/л пропустили електричний струм. Через деякий час електроліз припинили. Виявилося, що на аноді при 25 °С і тиску 755 мм.рт.ст. виділилося 100 л газу.

1) Який газ виділився на аноді?

2) Розрахуйте масову частку речовини в розчині після електролізу;

3) Який об’єм розчину хлоридної кислоти з концентрацією 0,5 моль/л піде на титрування цього розчину?

(44-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2007.)

Розв'язання

При електролізі LiOH відбувається електроліз води:

катод (+) 2H2O + 2ē → H2 + 2OH

анод (–) 4ОH – 4ē → 2H2O + O2

2H2O = 2H2 ↑ + O2

На аноді виділився кисень.

755 мм.рт.ст. = 100.6 кПа

Обчислимо кількість речовини кисню за рівнянням Менделєєва-Клапейрона

рV = nRT.

n(О2) = 4,1 моль

За рівнянням реакції електролізу кількість речовини води, що розклалася,

n(Н2О) = 2n(О2) = 8,2 моль,

m(Н2О) = М·n = 147,6 г.

Відповідно до умови, у розчині містилося

n (LiOH) = 0,2×0,5= 0,1 (моль)

m(LiOH) = 0,1×23,9 = 2,39 (г),

m12О) = 500 – 2,39 = 497,61 (г).

Після електролізу розчин містить

m22О) = 497,6 − 147,6 = 350,01 (г).

w(LiOH) = 2,39/(350,01+2,39) = 0,0068 або 0.68%.

Припустимо, що густина розведеного розчину дорівнює 1г/мл

n(НСl) = n(LiOH) = 0,1 моль.

V(НСl) = n/С = 0,1/0,5 =0,2 л.

Завдання для самостійного розв’язання з теми “Електрохімія”

Задача 1

Через послідовно з’єднані електролізери з інертними електродами пропускають електричний струм. У першому електролізері міститься розчин Барію хлориду, а у другому – Калію сульфіту (кількість речовини однакова). Струм пропускають до негативної реакції на хлорид-іони в першому електролізері. Для цього знадобилось пропустити струм з силою 32.17 А протягом 50 хвилин.  Отримані після завершення електролізу розчини змішали.

  1. Які процеси відбуваються в електролізерах? Які якісні реакції на хлорид-іони Ви знаєте? Запишіть рівняння реакцій.
  2. Якою була молярна концентрація речовин в електролізерах до електролізу, якщо об’єм розчину Барію хлориду був 0.455 л, а Калію сульфіту – 0.375 л? Чому дорівнювала масова частка розчинених речовин до електролізу, якщо густину розчинів прийняти рівною одиниці?

3. Яка кількість речовин виділилась на електродах електролізерів  до змішування розчинів? Яка маса осаду утворилась після змішування розчинів (вважати осадження повним)? Використовуйте сталу Фарадея: 1F = 96485 Кл⋅моль–1.(49-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2011, 10 клас.)

Відповідь

ω(BaCl2) = 22.9%,

ω(K2SO3) = 21.1%.

  • з теми “Термохімія”

Задача 1

При змішуванні 54 г 15 % розчину HBr і 40 г 10 % розчину NaOH виділяється 5,6 кДж теплоти.

  1. Екзо- чи ендотермічною є відповідна реакція?
  2. Обчисліть масову частку продукту реакції в добутому розчині та його молярну концентрацію. Густину всіх розчинів вважати рівною густині води.
  3. Складіть для реакцій (1) та (2) у розчині термохімічні рівняння (зміну ентальпії ∆H подайте у кДж):

HBr + NaOH = NaBr + H2O;                            (1)

H+ + OH = H2O.                                              (2)

  1. Більше чи менше теплоти виділиться, якщо розчин HBr замінити на розчин HF із такою ж кількістю речовини гідроген фториду? Наведіть коротке пояснення.
  2. На скільки градусів нагріється реакційна суміш, якщо у досліді замість розчину NaOH використати 28 г 10 % розчину КОН? Питому теплоємність усіх розчинів прийняти рівною 4,2 Дж/г·град.
  3. Чому хімічні реакції зазвичай відбуваються з поглинанням або виділенням теплоти?

(51-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Київська область, 2012, 9 клас)

Розв'язання
  1. Реакція екзотермічна
  2. m(НBr) = 54·0,15 = 8,1 (г),   m(NaОН) = 40·0,1 = 4,0 (г)

n(НBr) =  m/M = 8,1/81 = 0,1 (моль),  n(NaОН) =  m/M = 4,0/40 = 0,1 (моль)

n(NaBr) = n(НBr) =  n(NaОН) = 0,1 моль

m(NaBr) = М·n = 103·0,1 = 10,3 (г)

w(NaBr) = 10,3 г/94г = 0,11 =11 %,  С(NaBr) = 0,1 моль/0,094 л = 1,1 моль/л

  1. Кількість речовини реагентів по 0,1 моль. Для 1 моль буде у 10 разів більше:

 ∆H = -56 кДж/моль для обох реакцій (оскільки це рівняння однієї і тієї ж реакції). Термохімічні рівняння:

HBraq + NaOHaq = NaBraq + H2O       ∆H = -56 кДж

H+aq +OHaq = H2O                            ∆H = -56 кДж

  1. З фторидною кислотою виділиться менше теплоти (витратиться на руйнування водневих зав’язків)
  2. m(KОН) = 28·0.1 = 2.8 (г)

n(KОН) =  m/M = 2,8/56 = 0,05 (моль)

n(KBr) = n(KOH) = 0,05 моль (НBr у надлишку)

∆t = Q/cm = 56·1000·0,05/4,2·(28+54)=8.13 ºC

  1. Тепловий ефект реакцій є наслідком відмінності внутрішньої енергії продуктів та реагентів

Задача 2

Найбільш поширеним термітом є стехіометрична суміш порошків металевого алюмінію і ферум(ІІ, ІІІ) оксиду Fe3O4. При запаленні цієї суміші виділяється велика кількість теплоти, а температура підвищується до 2000 °С. Завдяки тому, що одним з продуктів горіння терміту є розплавлене залізо, його можна використовувати для зварювання металевих виробів. Розрахуйте, скільки теплоти виділяється при згорянні 1 кг терміту, якщо при згорянні 1 кг алюмінію виділяється 62,04 МДж енергії, а при окисненні 1 кг заліза до Fe3O4 – 6,65 МДж. (44-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2007, 8 клас.)

Розв'язання

Реакція горіння терміту:

8Al + 3Fe3O4  = 4Al2O3 + 9Fe.

n(Al) = m/M = 1000/27 = 37,04 моль

ΔHсгор(Al)= −62,04/37,04 = −1,675 МДж/моль.

1 кг Fe составляет

n(Fe) = m/M = 1000/56 = 17,86 моль

ΔHсгор(Fe) = −6,65/17,86 = −0,37 МДж/моль.

Якщо алюміній та ферум оксид взяті в стехіометричному співвідношенні, то тепловий ефект реакції горіння терміту

ΔH = 8ΔHсгор(Al) – 9ΔHсгор(Fe) =8·(−1,675) − 9·(−0,37) = −13,4 + 3,33 = −10,7 (МДж).

За рівнянням реакції маса терміту дорівнює

m(терміту) = 8М(Al) + 3М(Fe3O4) = 912 г,

тобто при згорянні 912 г суміші виділяється 10,07 МДж.

Тому при згорянні 1 кг терміту виділиться 10,07 ⋅ 1000/912 = 11,04 МДж енергії.

Задача 3

Під час вибуху газоподібної суміші водню з киснем утворилася водяна пара і залишилося 7,2 л (н.у.) кисню, при цьому також виділилося 1,6 МДж теплоти. Обчисліть масу і об’єм (за н.у.) вихідної суміші, а також масові і молярні частки компонентів у ній, якщо відомо, що теплота утворення водяної пари становить 241,8 кДж/моль.

(46-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2009, 8 клас.)

Розв'язання

2 + О2 = 2Н2О

Кількість речовини води, що утворилась дорівнює

n(Н2О) = 1600/241,8 = 6,62 моль.

На утворення такої кількості води витрачено

n(Н2) = n(Н2О) = 6,62 моль,

n(О2) = 1/2 = n(Н2О) = 3,31 моль.

Кількість речовини кисню, що залишився

n(О2) = V/Vm = 7,2/22,4 = 0,32 моль.

Вихідна суміш складалася з 6,62 моль і 3,31 + 0,32 = 3,63 моль О2,

загальна кількість речовини в системі – 6,62 + 3,63 = 10,25 моль,

χ(Н2) = 6,62/10,25 = 0,6458,

χ(О2) = 1 – 0,6458 = 0,3542.

Маси компонентів в суміші складають:

m(Н2) = М·n = 2⋅6,62 =13,24 г

m(О2) = 32⋅3,63 =116,16 г

m суміші =13,24 +116,16 = 129,4 г.

w(Н2) = 13,24/129,4 = 0,1023,

w(О2) = 1 – 0,1023 = 0,8977.

Задача 4

Найбільшу кількість водню в промисловості отримують методом каталітичної конверсії природного газу з перегрітою водяною парою. Вихідна стехіометрична суміш метану і парів води має густину, що дорівнює густині амоніаку, а в результаті реакції при постійному тиску і температурі об’єм збільшується вдвічі. Вся теплота, що необхідна для здійснення цього процесу, забезпечується за рахунок іншої реакції – повного згоряння метану.

1) Визначте склад стехіометричної суміші і напишіть рівняння реакції отримання водню з неї.

2) Розрахуйте тепловий ефект цієї реакції, якщо відомі наступні термо-хімічні дані:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + 802 кДж,

CO + ½O2 = CO2 + 283 кДж,

H2 + ½O2 = H2O + 242 кДж.

3) Який об’єм метану необхідно для отримання 1 м3 водню за допомогою описаних в умові реакцій?

4) Для того, щоб відокремити водень від іншого продукту реакції, до суміші продуктів додають надлишок водяної пари, при цьому утворюється водень і газ, який можна поглинути надлишком лугу. Напишіть рівняння цієї реакції і розрахуйте її тепловий ефект.

(Всеросійська олімпіада школярів з хімії, III регіональний етап 2012-2013 навчальний рік, 9 клас)

Розв'язання

1) ρ(CH4+H2O)= ρ(NH3)⇒ Mср(CH4+H2O)= M(NH3)

Mср(CH4+H2O) = 16·φ(CH4) + 18·(1 –φ(CH4)) = 17 г/моль,

φ(CH4) =φ(H2O) = ½.

Рівняння реакції:

CH4 + H2O = CO + 3H2.

2) CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O, ΔН = − 802 кДж,

CO2 = CO + 1/2O2,  ΔН = + 283 кДж,

3H2O = 3H2 + 3/2O2, ΔН = + 3×242 кДж.

CH4 + H2O = CO + 3H2, ΔН1 = х кДж

ΔН1 = −802 + 283 + 3×242 = 207 кДж.

Термохімічне рівняння

CH4 + H2O = CO + 3H2, ΔН1 = 207 кДж

3) При згорянні 1 моль CH4 виділяється 802 кДж енергії, тому для перетворення 1 моль CH4 на 3 моль Н2 потрібно спалити 207/802 = 0,26 моль CH4.

Загальна кількість метану, що використовується на отримання 1 моль метану, 1,26 моль.

За законом об’ємних відношень газів для отримання 3 м3 водню використовують 1,26 м3 метану, тому для отримання 1 м3 водню потрібно метану

1,26/3 = 0,42 м3.

4) CO + H2O = CO2 + H2, ΔН2 = х кДж,

CO + 1/2O2 = CO2, ΔН = − 283 кДж,

H2O = H2 + 1/2O2, ΔН = + 242 кДж,

CO + H2O = CO2 + H2, ΔН2 = х кДж,

ΔН2 = −283 + 242 = −41 кДж

CO + H2O = CO2 + H2, ΔН2 = −41 кДж.

Задача 5

При відновленні ферум(III) оксиду  масою 80,0 г алюмінієм виділяється 426,3 кДж енергії. При згорянні металевого алюмінію масою 5,4 г виділяється 167,3 кДж енергії. На підставі цих даних обчисліть ентальпію утворення ферум(III) оксиду.

Розв'язання

Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3, ΔH1 = х кДж   (1)

n(Fe2O3) = m/M = 80,0/160 = 0,5 (моль)

ΔH1 = – 426,3/0,5 = – 852,6 (кДж)

2Al + 1,5 О2 = Al2O3, ΔH2 = y кДж              (2)

n(Al) = m/M = 5,4/27 = 0,2 (моль)

ΔH2 = – 167,3·2/0,2 = – 1673 (кДж)

2Fe + 1,5 O2 = Fe2O3, ΔH3 = z кДж             (3)

ΔH3 = ΔH2 – ΔH1 = – 1673 – (– 852,6) = – 820,4 кДж

Відповідь: ΔH0(Fe2O3) = – 820,4 кДж

Задача 6

При розчиненні в воді 4,75 г безводного магній хлориду виділяється 7 кДж тепла, що в 24,3 рази більше, ніж при розчиненні такої ж маси магній хлориду гексагідрату. Обчисліть стандартні теплоти розчинення магній хлориду і магній хлориду гексагідрату (кДж/моль). Визначте кількість тепла, що виділиться при утворенні 10,15 г магній хлориду гексагідрату з безводної солі.

Розв'язання

Стандартна теплота розчинення– це кількість тепла, що виділяється при розчиненні 1 моль речовини.

n(MgCl2) = m/M = 4,75 /95 = 0,05 (моль)

ΔНрозч.(MgCl2) = −7/0,05 = −140 (кДж/моль)

n(MgCl2·6H2O) = m/M = 4,75/203 ≈ 0,0234 (моль)

ΔНрозч.(MgCl2·6H2O) = −7/24,3 : 0,0234 ≈ −12,3 (кДж/моль).

Термохімічні рівняння розчинення безводної солі і кристалогідрату, та реакції утворення магній хлориду гексагідрату з безводної солі:

MgCl2(к) = Mg2+ (р-н) + 2Cl∙− (р-н); ΔН1 = − 140 кДж;

MgCl2·6H2O(к) = Mg2+ (р-н)  + 2Cl (р-н) + 6 H2O; ΔН2 = − 12,3 кДж.

MgCl2(к) + 6H2O = MgCl2·6H2O (к); ΔН3 = Х кДж.

За законом Гесса

Х = ΔН1 − ΔН2 =−140 – (−12,3) = −127,7 (кДж).

n(MgCl2·6H2O) = m/M = 10,15/203 = 0,05 (моль)

ΔН = 0,05∙(−127,7) = − 6,385 кДж.

Завдання для самостійного розв’язання з теми “Термохімія”

Задача 1

Ентальпія згоряння деякого алкану дорівнює –4186,99 кДж/моль, а ентальпія його утворення складає –177,9кДж/моль.

  1. Визначте формулу алкана, якщо відомо, що він може утворювати два різних монохлорпохідних. При розв’язанні використайте стандартні теплоти утворення: (H2O) = –286,03 кДж/моль, (CO2) = –393,78 кДж/моль.
  2. Наведіть механізм бромування метану при освітленні. Як буде бромуватися при освітленні зашифрований алкан? Чому? Поясніть.(49-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2012, 10 клас.)
Відповідь

Брутто формула алкану C6H14.

Задача 2

Під час взаємодії вуглецю з водяною парою при температурі 900 – 1000 °C утворюється синтез-газ, що складається з карбон(ІІ) оксиду та водню. Цей процес називається газифікація вугілля.

Синтез-газ використовують як паливо, а також для добування метану.

Складіть термохімічні рівняння реакцій вищевказаних процесів, якщо відомі стандартні ентальпії утворення

∆H°295 (CО(г))= –110,5 кДж/моль,

∆H°295(H2О(г)) = –241,8 кДж/моль,

та стандартні ентальпії згоряння

∆H°295(C(тв)) = –393,5 кДж/моль,

∆H°295(CH4(г)) = –802,7 кДж/моль.

 

  •  з теми “Основні класи неорганічних сполук”

Завдання 1.

Укажіть, які з наступних речовин реагують між собою у розчині та при сплавленні: амоній бромід, арґентум нітрат, натрій силікат і натрій карбонат. Складіть рівняння можливих реакцій.

Відповідь

У водному розчині між собою взаємодіють

  • амоній бромід і арґентум нітрат, утворюється осад аргентум броміду:

NH4Br + AgNO3 = NH4NO3 + AgBr↓;

  • амоній бромід і натрій силікат, при цьому відбувається гідроліз з утворенням силікатної кислоти SiO2xH2O та амоніаку (складемо рівняння реакції з утворенням метасилікатної кислоти):

2NH4Br + Na2SiO3 + H2O = 2NaBr + H2SiO3↓ + 2NH3↑;

  • амоній бромід і натрій карбонат при нагріванні взаємодіють з утворенням вуглекислого газу і амоніаку (без нагрівання практично не відбувається):

2NH4Br + Na2СO3 = 2NaBr + СО2↑ + 2H2O + 2NH3↑;

  • арґентум нітрат і натрій силікат:

2AgNO3 + Na2SiO3 + H2O= 2NaNO3 + H2SiO3 ↓ + Ag2O↓;

  • арґентум нітрат і натрій карбонат:

2AgNO3 + Na2СO3 + H2O = 2NaNO3 + Ag2СO3↓.

При сплавленні між собою взаємодіють:

  • амоній бромід і арґентум нітрат:

при t < 700 oC

2 NH4Br + AgNO3  AgBr + N2O↑ + 2 H2O

при t > 700 oC

2NH4Br + 2AgNO3  2Ag + Br2↑ + 2N2O↑ + 4H2O

  • амоній бромід і натрій силікат. Залежно від співвідношення солей і швидкості нагрівання відбуваються наступні реакції:

NH4Br + Na2SiO  NH3↑ + Na2SiO3 + HBr↑;

NH4Br + Na2SiO3 2NH3↑ + 2NaBr +SiO2 + H2O↑;

  • амоній бромід і натрій карбонат:

2 NH4Br + Na2СO3   2NaBr + СО2↑ + 2H2O + 2NH3↑;

  • арґентум нітрат і натрій карбонат:

2AgNO3 + Na2СO3  2NaNO2 + 2Ag + CO2↑ + O2↑;

за умов сильного нагрівання може розкладатись і натрій нітрит:

2AgNO3 + Na2СO3  2NaBr + СО2↑ + 2H2O↑ + 2NH3↑;

  • при нагріванні суміші арґентум нітрату і натрій силікату буде розкладатись арґентум нітрат:

2AgNO3 2Ag + 2NO2↑ + O2↑.

  •  з теми “Сполуки Нітрогену”

Задача 1

У 1772 р була опублікована стаття Дж. Прістлі під назвою «Спостереження над різними видами повітря». У цій роботі повідомлялося про нові відкриття в області хімії газів. Зокрема, детально описані «солянокисле повітря», що має їдкий запах і кислий смак, а також «летюче лужне повітря» – легкий газ з різким протверезним запахом. У даній роботі, мабуть, вперше описано отримання «селітряного повітря» дією селітряної кислоти на метали.

Пристлі зауважив, що властивості «селітряного повітря» змінюються при тривалому контакті з залізом в присутності вологи, газ що утворюється при цьому, названий «дефлогістованим селітряним повітрям», вже не змінює своє забарвлення при змішуванні з звичайним повітрям (на відміну від вихідного «селітряного повітря»), а свічка горить в ньому так само яскраво, як і в звичайному «дефлогістованому повітрі». Палаюча скіпка сприяє перетворенню «дефлогістованого селітряного повітря» на звичайне «флогістоване повітря».

  1. Наведіть формули і сучасні назви всіх шести видів повітря, описаних Дж. Пристлі.
  2. Наведіть по одному рівнянню реакцій отримання кожного з них.

(Всеросійська олімпіада школярів з хімії, федеральний окружний етап, 2000 р.)

Розв'язання
  1. «Солянокисле повітря» – гідроген хлорид, HCl.

«Летюче лужне повітря» – амоніак, NH3.

«Селітряне повітря» – нітроген(ІІ) оксид, NO.

«Дефлогістоване селітряне повітря» – нітроген(І) оксид, N2O.

«Дефлогістоване повітря» – кисень, О2.

«Флогістоване повітря» – азот, N2, (після горіння скіпки утворюється суміш азоту і карбон(ІV) оксиду (CО2).

  1. Можливі рівняння отримання «повітря»:

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 HCl

2Cl + Ca(OH)2 = 2 + 2H2O + CaCl2

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2K2SO4 + I2 + 2H2O +2NO

NH4NO3 = N2O + 2H2O

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

NH4NO2 = N2 + 2H2O.

Задача 2

Гази A (D(H2) = 8,5) та B (D(H2) = 16) реагують між собою при нагріванні з утворенням рідини C та газу D, або, при нагріванні у присутності каталізатору (Pt), – з утворенням тієї ж рідини C та газу E. Якщо газ E при кімнатній температурі змішати з газом B, утворюється газ F, забарвлений у бурий колір. Пропускання суміші газів F та B в рідину C призводить до утворення розчину кислоти G. При взаємодії цієї кислоти з газом A утворюється біла тверда сполука H. При нагріванні цієї сполуки утворюється рідина C та газ K, який підтримує горіння та при нагріванні до високої температури перетворюється у суміш газів B та D.

  • Розшифруйте всі речовини, напишіть рівняння реакцій, що відбуваються.
  • Гази A, D, E, F, K можна отримати за допомогою реакцій кислоти G з металами. Наведіть приклади таких реакцій та вкажіть умови їх проведення.

(49-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Київська область, 2012, 9 клас)

Розв'язання

A – NH3, B – O2, C – H2O, D – N2, E – NO, F – NO2, G – HNO3, H – NH4NO3, K – N2O.

У реакціях нітратної кислоти з металами спостерігається збільшення ступеню окиснення Нітрогену у продуктах відновлення із зростанням концентрації кислоти та зменшенням активності металу.

9HNO3(розв.) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + NH3 + 3H2O;

12HNO3(розв.) + 5Ni = 5Ni(NO3)2 + N2 + 6H2O;

3Cu + 8HNO3(розв.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

10HNO3(конц.) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O;

Задача 3.

Суміш сірки і фосфору масою 6,3 г обробили надлишком концентрованої нітратної кислоти при нагріванні. При цьому виділилося 24,64 л бурих парів (н.у.). Для повного поглинання отриманих газів було використано 949,4 г розчину з масовою часткою калій гідроксиду 6,5%.

  1. Які речовини містяться в отриманому розчині? Які їх масові частки?
  2. Визначте масові частки сірки і фосфору в вихідній суміші.

(47-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2010, 9 клас.)

Відповідь

1) P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O;

2) S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO 2 + 2H2O;

3) 2NO2 + 2KOH = KNO2 + KNO3 + H2O.

n(NO2) = V/Vm = 24,64/22,4 = 1,1 моль,

m(NO2) = M·n=46 · 1.1 = 50.6 г.

m(KOH) = m р-ра ·ω = 949.4 ·0.065 = 61.71 г; n(KOH) = 1.1 моль.

n(NO2) = n(KOH), тому вони повністю витратились на утворення солей.

m розчину = (m(NO2) + m(KOH) = 50,6 + 949,4 = 1000 г.

n(KNO2) = n(KNO3) = 0,55 моль.

m(KNO2) = 46,75 г, m(KNO3) = 55,55 г,

ω(KNO2) = 4,7%, ω(KNO3) = 5,6%.

Знайдемо масові частки фосфору і сірки.

Кількість речовини нітроген(ІV) оксиду, отриманого по реакції 1, позначимо х моль, то кількість речовини нітроген(ІV) оксиду, що утворився по реакції 2 дорівнює (1,1 – х) моль.

n(P)/n(NO2) = 1/5; n(P) = x/5; m(P) = (x/5)·31 = 6.2x;

n(S)/n(NO2) = 1/6; n(S) = (1,1 – x)/6; m(S) = ((1,1 – x)/6)·32 = 5,83 – 5,3x.

m(P) + m(S) = 6,3 г или 6,2x + 5,83 – 5,3x = 6,3 г.

m(P) = 3,224 г, m(S) = 3,074 г ω(P) = 50,8%, ω(S) = 49,2%.

Завдання для самостійного розв’язання з теми “Сполуки Нітрогену”

Задача 1. 

Метал Х розчинили в концентрованій нітратній кислоті, при цьому спостерігали виділення бурого газу. При прожарюванні 2.0 г отриманого нітрату (сполука Y) утворилось 0.849 г чорного порошку Z та газова фаза. Якщо до розчину речовини Y додати розчин аміаку, утворюється забарвлений розчин. При додаванні до Y розчину калію йодиду утворюється сіль W та проста речовина  коричневого кольору Q(50-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2013, 10 клас)

  1. Визначте усі зашифровані речовини.
  2. Наведіть рівняння реакцій, що перебігають.
  3. Як у промисловості отримують концентровану нітратну кислоту?
  4. В який колір забарвлений розчин після додавання аміаку? Чому?
Відповідь

Метал – мідь

Задача 2.

Водні розчини сполук А та Б, що містять елемент Х, по-різному змінюють забарвлення лакмусового папірця. Сполуки А та Б при взаємодії один з одним утворюють сполуку В с масовою часткою елемента Х 35%. При взаємодії металевого цинку з розведеним розчином сполуки А також утворюється сполука В, яка розкладається при нагріванні, утворюючи просту речовину елемента Х, газ Г та сполуку Д. При спалюванні Б в Г також утворюється проста речовина елементу Х та сполука Д.

  1. Про які речовини йде мова? Запишіть рівняння відповідних реакцій.
  2. Запишіть структурні формули сполук А та Б. Вкажіть валентність, ступінь окиснення та тип гібридизації некінцевих атомів у цих структурах. (49-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2011, 10 клас.)
  •  з теми “Сполуки Купруму”

Задача 1. 

Порошок мінералу A світло-зеленого кольору було насипано до пробірки з газовідвідною трубкою, кінець якої занурили до пробірки з вапняною водою. При нагріванні речовина А розкладається на три оксиди В, С і D, які за стандартних умов існують у трьох агрегатних станах – твердому, рідкому і газоподібному, відповідно. У процесі розкладання вміст пробірки набуває чорного кольору (речовина В), та виділяється суміш безбарвних газоподібних речовини С і D. На стінках пробірки конденсується речовина С, а в пробірці з вапняною водою випадає білий осад речовини Е. Визначте речовини А, В, С, D, Е, напишіть рівняння всіх згаданих хімічних реакцій, наведіть раціональну хімічну формулу мінералу А і його назву, якщо відомо, що:

а) масова частка металу в речовині В становить 79.89 %, а в речовині А 57.48 %, солі цього металу забарвлюють полум’я в зелений колір;

б) при розкладі 1 моль речовини А утворюється 2 моль речовини В і по 1 моль речовини С і D;

в) відносна густина речовини D за воднем становить 21.79, молярна маса речовини D в 2.44 рази більша, ніж С;

г) речовина С не реагує з вапняною водою.

(53-Всеукраїнська хімічна олімпіада, ІІІ-й етап, Харківська область, 2010, 8 клас.)

  •  з теми “Сполуки Хрому”

Задача 1. 

При розчиненні 16 масових частин червоно-фіолетової бінарної сполуки елемента Х, що містить 48,0 % Оксигену, в 32 частинах води отримують темно-червону рідину Y, яку використовують як реактив на срібло. Для цього отриману рідину наносять за допомогою ватного тампона на поверхню металу, потім поверхню протирають сухим тампоном і промивають водою. У разі, якщо виріб зроблено зі срібла, на ньому в місці контакту з реактивом виникає криваво-червона пляма. Чим вищою буде проба срібла, тим забарвлення плями буде більш інтенсивним.

Визначте формулу бінарної сполуки елемента Х та реактиву на срібло Y.

Запишіть рівняння взаємодії срібла з реактивом Y, складіть рівняння напівреакцій окиснення і відновлення. Єдиним твердим продуктом реакції є яскраво-червоний наліт на поверхні металу.

Як буде змінюватися забарвлення приготованої рідини при сильному розведенні її водою? Відповідь підтвердить рівнянням реакції.

Що буде відбуватись, якщо до реактиву Y додати кристали кухонної солі та концентровану сульфатну кислоту і нагріти? Запишіть рівняння реакції.

Розв'язання

Сполука елемента Х – це хром(VI) оксид CrO3

Реактив на срібло Y розчин дихроматної кислоти

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

Рівняння взаємодії срібла з дихроматною кислотою

Cr2O72 + 14Н+ + 6ē = 2Cr3+ + 7Н2О

2Ag + Cr2O72 – 2ē   = Ag2Cr2O7

4Cr2O72 + 6Ag + 14Н+ = 3Ag2Cr2O7↓+ 2Cr3+ + + 7Н2О

При сильному розведенні дихроматна кислота перетворюється на хроматну, тому розчин забарвлюється у жовтий колір

H2Cr2O7 + H2O ⇄ 2H2CrO4

При взаємодії дихроматної кислоти з безводним NaCl у присутності концентрованої H2SO4, утворюється хлорангідрид хромової кислоти – червона рідина, що димить на повітрі і виділяється у вигляді червоно-бурих парів

H2Cr2O7 + 4NaCl + 2H2SO4 = 2CrO2Cl2↑+2Na2SO4 + 3H2O

Задача 2.

Бінарну сполуку, що містить 67,2 % Хлору розчинили у воді. Отриманий розчин налили у дві пробірки. В кожну пробірку додали розчин амоніаку.

Після закінчення реакції до першої пробірки додали хлоридну кислоту до закінчення видимих змін, а потім долили розчин натрій карбонату. Які зміни відбулися з реакційною сумішшю?

До вмісту другої пробірки спочатку додали розчин натрій гідроксиду, а потім – розчин гідроген пероксиду. Пробірку трохи підігріли до зміни кольору реакційної суміші. Після підкислення спостерігається зміна забарвлення розчину.

Опишіть і поясніть явища, що спостерігаються. Чим обумовлено в кожному випадку забарвлення розчинів?

Запишіть рівняння хімічних реакцій в скороченому іонному вигляді.

Відповідь

Бінарна сполука – CrCl3

При додаванні розчину амоніаку випадає осад Cr(OH)3↓ синьо-зеленого кольору

Cr3+ + 3NH3  + 3H2O = Cr(OH)3↓ + 3NH4+.

При додаванні хлоридної кислоти осад розчиняється, розчин набуває початковий колір солі Cr3+ .

Cr(OH)3↓ + 3H+ = Cr3+ + 3H2O.

При додаванні розчину натрій карбонату Na2CO3 випадає осад Cr(OH)3↓ синьо-зеленого кольору та виділяється газ CO2

3CO32– + 2Cr3+ + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑.

При додаванні розчин натрій гідроксиду до розчину з осадом Cr(OH)3↓ у другий пробірці осад повністю розчиняється. Розчин набуває зелене забарвлення [Cr(OH)6]3– .

Cr(OH)3↓ + 3OH → [Cr(OH)6]3– .

При додаванні розчину гідроген пероксиду до [Cr(OH)6]3– відбувається перехід забарвлення розчину з зеленого в жовте, обумовлене окисненням Хрому і присутністю CrO42–.

[Cr(OH)6]3–+2OH–3ē ⇄ CrO42– + 4H2O │× 2

H2O2 + 2ē ⇄ 2OH                                  │× 3

2[Cr(OH)6]3–+ 3H2O2 ⇄ 2CrO42– + 8H2O + 4OH

При подальшому підкисленні розчину спостерігається перехід забарвлення в помаранчеве, обумовлене присутністю в розчині Cr2O72– :

2CrO42– + 2H+ ⇄Cr2O72– + Н2О.

Задача 3.

Через розчин амоніаку пропустили гідроген сульфід. При додаванні до отриманого розчину калій біхромату випав осад, який розділили на три частини. До першої частини додали розбавлений розчин сульфатної кислоти і побачили часткове розчинення осаду. До другої частини – додали надлишок концентрованої нітратної кислоти, при цьому спостерігали повне розчинення осаду. При додаванні лугу до третьої частини осаду теж спостерігається повне його розчинення при нагріванні. Поясніть отримані результати. Відповідь підтвердить рівняннями хімічних реакцій.

Розв'язання

При пропусканні гідроген сульфіду через розчин амоніаку утворюється амоній судьфід:

2NH4OH + H2S = (NH4)2S + 2H2O.

При взаємодії амоній судьфіду з калій біхроматом утворюється осад Cr(OH)3↓ синьо-зеленого кольору:

K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3S + 6NH3 + 2КOH.

Далі відбуваються реакції:

при додаванні розбавленого розчину сульфатної кислоти

2Cr(OH)3↓ + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O;

при додаванні концентрованої нітратної кислоти

Cr(OH)3↓ + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O,

S + 2HNO3 = 2NO + H2SO4 ;

при додаванні лугу при нагріванні

Cr(OH)3↓ + 3OH = [Cr(OH)6]3– ;

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO 3  + 3 H2O.