Введение в курс химии - РНИМУ им. Н.И.Пирогова

РОССИЙСКИЙ
НАЦИОНАЛЬНЫЙ
ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ
МЕДИЦИНСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ
имени Н. И. Пирогова
«Введение в курс химии»
для студентов лечебного, педиатрического
и стоматологического факультетов
дневного и вечернего отделений
и студентов-лечебников МБФ
обучающихся по специальностям
060101 — Лечебное дело
060103 — Педиатрия
060201 — Стоматология
Подготовлено в соответствии с ФГОС-3
в рамках реализации
Программы развития РНИМУ
Кафедра химии
ГБОУ ВПО РНИМУ им. Н.И.Пирогова
Минздравсоцразвития России
Москва
2012
1
«Введение в курс химии» для студентов 1 курса дневного отделения лечебного, педиатрического и стоматологического факультетов, 2-го курса вечернего отделения этих факультетов и студентов-лечебников МБФ. Москва.
РНИМУ. 2012. 16 с.
Материал пособия составлен в соответствии с ФГОС-3 по соответствующим специальностям.
Материал пособия включает темы и задания для самостоятельной проработки по этим темам, содержание занятий. Приведен пример билета тестового контроля исходного уровня знаний студента по школьному материалу.
Пособие подготовлено сотрудниками кафедры химии проф. Белавиным И. Ю., доц. Шаповаленко Е. П., ст. препод. Тарасенко Н. А., Негребецкой
Е.А. и Сергеевой В.П.
Общая редакция — зав. кафедрой, проф. Негребецкий В. В.
Информацию о химии РНИМУ, расписание занятий и другую полезную
учебно-методическую информацию можно найти на сайте кафедры по адресу: http://www.rsmu.ru/ → кафедры → лечебный факультет → кафедра
химии → учебная и учебно-методическая работа.
Список литературы и ее условные обозначения
ББХ
Ленский А. С. , Белавин И. Ю. , Быликин С. Ю. Биофизическая и бионеорганическая химия. Учебник для студентов медицинских ВУЗов. М.: Медицинское информационное агентство. 2008.
ПОХ Попков В. А., Пузаков С. А. Общая химия. М., ГЭОТАР-Медиа, 2007 или
2010.
БОХ-1 Тюкавкина Н. А., Бауков Ю. И. Биоорганическая химия. М.: Дрофа. 2010
(2004–2009).
БОХ-2 Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И., Зурабян С.Э. Биоорганическая химия. М.:
ГЭОТАР-Медиа. 2011 (2010, 2009).
РУК
Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии под
ред. Н.А Тюкавкиной. М. Дрофа 2010 (2006–2009).
СБ
Данное пособие.
2
В В Е Д Е Н И Е
В
К У Р С
Х И М И И
Введение включает теоретический материал, базирующийся на школьной
программе и углубляющий знания студентов по теории строения атомов и молекул, периодическому закону Д. И. Менделеева, основным классам неорганических соединений, типам химических реакций неорганических веществ. Эти разделы изучаются самостоятельно студентами, имеющими пробелы в данных вопросах.
Тема 1. Строение атома. Периодическая система химических элементов
Содержание темы. Строение ядра и электронной оболочки атомов элементов.
Периодический закон. Периодическое изменение свойств элементов. (ББХ, главы
1 и 2.)
Наиболее важные термины: электроотрицательность, степень окисления, s-, p-,
d-, f-элементы, биогенные элементы, массовое число.
Основные положения атомно-молекулярного учения:
Атом — мельчайшая частица, неделимая химическим путем. Он электрически
нейтрален. Это сложная электромагнитная система, включающая элементарные
частицы — протоны, нейтроны, составляющие ядро атома, и электроны.
Протон ( ), масса 1.67∙10–27 кг (1 а.е.м.), имеет положительный заряд
1.6∙10–19 Кл (условно +1).
Нейтрон ( ), масса 1.67∙10–27 кг (1 а.е.м.).
Электрон ( ), масса покоя 9.1∙10–31 кг ( 11836 а.е.м.), имеет отрицательный заряд
1.6∙10–19 Кл (условно –1).
Число
Заряд ядра
Число
Порядковый
Для одного атома:
=
=
=
протонов
(Z)
электронов номер элемента
Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Изотопы — разновидности атомов одного химического элемента, имеющие
одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа.
Массовое число атома (А) равно сумме протонов (Z) и нейтронов (N):
A=Z+N
массовое число
заряд ядра
56
26 Fe
0
(26 p , 26 e, 30 n ) A = 56, Z = 26, N = 30
Относительная атомная масса химического элемента (Аr) равна среднему значению относительных атомных масс всех его природных изотопов с учетом их
распространенности, например:
Аr(Cl) = 35 0.7553 + 37 0.2457 = 35.49
Периодический закон Д.И.Менделеева (современная формулировка): Свойства
элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда
атомных ядер элементов.
Атомная орбиталь (АО или электронная орбиталь) — часть электронного облака, в котором вероятность пребывания электрона с определенной энергией
составляет свыше 90%. Схематическое изображение орбитали (квантовая ячейка):
3
. Форма граничной поверхности обычно выбирается такой, чтобы ее точкам
соответствовали одинаковые или по возможности близкие значения плотности
вероятности:
Построение граничной поверхности 1s орбитали
Каждая АО описывается набором 3-х квантовых чисел (n, l, m). Квантовые числа:
1. Главное квантовое число (n) характеризует общую энергию электрона (номер
уровня, удаленность электрона от ядра и число подуровней на данном уровне).
n = 1, 2, 3, ... .
2. Орбитальное квантовое число (l) характеризует величину орбитального момента количества движения электрона (энергию подуровня и форму АО).
l = 0, 1, 2, ... (n – 1).
l = 0, s-подуровень, s-орбиталь,
l = 1, p-подуровень, p-орбиталь,
l = 2, d-подуровень, d-орбиталь,
l = 3, f-подуровень, f-орбиталь.
1s
2px
3dz2
4fz3–3zr2
2py
2pz
прочие 3d-орбитали (четыре возможные ориентации)
прочие 4f-орбитали (две возможные ориентации для каждого типа)
3. Магнитное квантовое число (m) характеризует направление орбитального
момента количества движения электрона и связанного с ним магнитного мо4
мента (ориентацию АО в магнитном поле атома и число АО на энергетическом
подуровне). m = –l, ... –1, 0, 1, ... l, всего (2l+1) значений.
4. Спиновое квантовое число, спин (s) характеризует собственный момент количества движения электрона. Принимает два значения: +½ ( ) и –½ ( ).
— неспаренный
— спаренные
Принципы заполнения АО электронами:
1. Принцип минимума энергии: электроны в невозбужденном атоме располагаются по электронным уровням и подуровням так, чтобы их суммарная энергия была минимальна.
Последовательность заполнения электронами энергетических подуровней:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s...
Правила Клечковского. Сначала заполняется орбиталь с наименьшей суммой
n + l. 2. При одинаковых суммах n + l первой заполняется орбиталь с наименьшим значением n.)
2. Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел.
3. Правило Гунда: устойчивому (невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов на энергетическом подуровне, при котором значение суммарного спина максимально.
Электронная формула (конфигурация) атома элемента — обозначение
распределения его электронов на АО:
2 2
2
2 2
6 1
1
6С 1s 2s 2p
11Na 1s 2s 2p 3s или [Ne] 3s
Графическая электронная формула атома элемента — изображение структуры
электронной оболочки атома с помощью энергетических или квантовых ячеек.
Различные варианты изображения графической электронной формулы атома
углерода:
n=2
n = 1 
En
n=2
1s 2s 2px 2py 2pz
En
n=1
5
2p
2s
1s
px py pz
Периодическое изменение строения внешней электронной оболочки атомов
элементов главных подгрупп
1
2
3
4
5
6
7
*)
IA
s1
1
H *)
3
Li
11
Na
19
K
37
Rb
55
Cs
87
Fr
IIA
s2
IIIA
s2p1
IVA
s2p2
VA
s2p3
VIA
s 2 p4
VIIA
s2p5
4
Be *)
12
Mg
20
Ca
38
Sr
56
Ba
88
Ra
5
B
13
Al *)
31
Ga *)
49
In
81
Tl
6
C
14
Si
32
Ge *)
50
Sn *)
82
Pb *)
7
N
15
P
33
As
51
Sb *)
83
Bi *)
8
O
16
S
34
Se
52
Te *)
84
Po *)
9
F
17
Cl
35
Br
53
I
85
At
VIIIA
s2p6
2
He (1s2)
10
Ne
18
Ar
36
Kr
54
Xe
86
Rn
— металлы,
— неметаллы;
элементы, оксиды которых проявляют амфотерные свойства.
Периоды — горизонтальные ряды элементов в периодической системе, начинающиеся с щелочного металла (водорода) и заканчивающиеся инертным газом.
Номер периода соответствует числу электронных уровней в нейтральном атоме.
1 – 3 — малые периоды; 4 – 7 — большие периоды.
Группы — вертикальные столбцы элементов в периодической системе.
Главные подгруппы содержат типические элементы, для них № группы соответствует числу электронов на внешнем уровне в нейтральном атоме.
Побочные подгруппы содержат только металлы — на внешнем уровне от 0 до 2
электронов.
s-элементы — элементы главных подгрупп I и II групп (и Не).
р-элементы — элементы главных подгрупп III-VIII групп (кроме Не).
d-элементы — элементы побочных подгрупп.
f-элементы — лантаниды и актиниды.
6
Периодичность свойств атомов элементов главных подгрупп
Увеличение в груп- Увеличение в периопах
дах
Свойство
1. Радиус атома
2. Заряд атомного ядра
3. Электроотрицательность*
4. Максимальная степень окисления
5. Металлические свойства
6. Неметаллические свойства
7. Кислотные свойства оксидов
Без изменения
*
Электроотрицательность — способность атома элемента притягивать к себе
электроны связи.
Задания для самостоятельной проработки темы:
1. Запишите электронные и графические электронные формулы атомов элементов
с зарядом ядра: а) 7; б) 13; в) 16; г) 18; д) 23; е) 35.
2. Символ одного из изотопов элемента Э. Укажите:
а) число протонов и нейтронов в ядре;
б) число электронов;
в) название элемента.
3. Для изотопов элементов, приведенных в таблице, укажите: массовое число
(A); заряд ядра или число протонов (Z); число нейтронов (N).
Изотоп
H
C
N
O
A
Z
Изотоп
Al
Si
P
Fe
N
A
Z
N
Какие из этих элементов являются жизненно необходимыми (биогенные элементы), а какие наиболее распространены в земной коре?
4. Изобразите электронные и графические электронные формулы атомов элементов Li, Be, B, O, F, P, Fe и определите, к какому семейству (s, p, d, f) относится
каждый из этих элементов.
5. Атомы элементов имеют электронные конфигурации:
а) [Ne]3s23p1;
б) [Ne]3s23p5;
в) [Ar]3d54s1;
г) [Ar]3d104s1.
Определите их положение в периодической системе химических элементов:
(номер периода, номер группы, порядковый номер). Назовите эти элементы.
–
6. Объясните, почему атомы Na и Cl являются активными, а ионы Na + и Cl – устойчивыми частицами?
7. Как изменяются (уменьшаются, увеличиваются, не изменяются) в ряду химических элементов Na, Mg Al, Si, P, S, Cl:
а) радиус атома; б) электроотрицательность; в) максимальная степень окисления?
Приведите формулы высших оксидов этих элементов.
7
8. Среди элементов K, Ca, Sc, Sr, Zn выберите пару, которая обладает наиболее
сходными свойствами. Сравните электронные формулы атомов этих элементов.
9. Выберите правильные утверждения: а) все s-элементы являются активными
металлами; б) атомы инертных газов имеют устойчивые электронные конфигурации; в) степень окисления элемента в соединении может быть равна 0.
Тема 2. Химическая связь и строение молекул
Содержание темы. Типы химической связи и способы ее образования (Ковалентная (σ- и π-связи), ионная, металлическая и водородная связь; обменный и донорно-акцепторный механизмы образования связи). (ББХ, глава 3)
Новые и наиболее важные термины: валентность, донор, акцептор, гибридизация.
Валентность элемента характеризует способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях.
H(I), O(II), N(III, IV), C(IV), F(I), S(II, IV, VI), Cl, Br, I(I, III, V, VII)
Валентность (ковалентность) – число общих электронных пар, связывающих
атом данного элемента с другими атомами (или число образуемых атомом ковалентных связей).
Степень окисления элемента в соединении (СО) – формальный заряд атома
элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны полностью
смещены к атомам с большей ОЭО (т. е. все связи являются ионными).
H+1, O–2, F–1
СО элементов в простых веществах приняты равными нулю. Сумма СО всех
элементов равна заряду частицы.
Химическая связь — совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в устойчивые структуры (молекулы, ионы
и другие частицы.).
Ковалентная связь — химическая связь, осуществляемая за счет одной или
нескольких электронных пар, сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов. Ковалентная связь возникает (согласно методу валентных связей)
путем перекрывания АО и обобществления электронной пары.
1. A
Образование ковалентной связи:
B A
B A–B (обменный механизм)
+

2. C
+
D
C
D CD (донорно-акцепторный механизм)
Ковалентная неполярная связь — образуется между атомами с одинаковой
электроотрицательностью. Например, Н–Н, СН3–СН3.
Ковалентная полярная связь — образуется между атомами с различной электроотрицательностью (электроны смещены к атому с большей электроотрицательностью). Например, Н→Cl, СН3→O←H.
Способы перекрывания АО ( и π-связи)
8
(s–d)
(p–d)
(s–s)
(s–(pd–) p)
(d–d)
(p–p)
(s–p)
(p(p––dd) )
(d–d(d) –d)
Строение некоторых молекул
Гибридизация АО — смешивание близких по энергии, но различных по форме
АО и образование гибридных орбиталей с одинаковой энергией и формой.
Основные виды гибридизации: sp, sp2, sp3.
Вид гибриди- Расположение гибридных
Пример
зации
орбиталей, форма молекул
(p–p)
sp
Cl
180o
(p–d)
(d–d)
Cl
Be
o
120
Cl
B
Cl
sp2
109,5o
o
120
Cl
Be
Cl
o
o
Cl
Be
Clsp
Cl
Cl
Cl
Cl
180o
C
B
Cl
3
C
Cl
180o
109,5
120
C
B
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Пространственное строение молекул CH4, NH3, H2O:
H
C
H
H
109,5o
H
N
H
H
107,3o
H
O
H
104,5o
H
Ионная связь — химическая связь между противоположно заряженными ионами, осуществляющаяся за счет сил электростатического притяжения.
Na + Cl → Na+Cl–
9
Межмолекулярные взаимодействия — все типы взаимодействий между частицами, приводящие к образованию из них непрочных ассоциатов и осуществляющие связь частиц в твердых веществах и жидкостях: ион-ионное (в жидкостях),
ион-дипольное, диполь-дипольное, дисперсионное взаимодействия, водородная
связь.
Водородная связь — слабая химическая связь, возникающая между атомами водорода, ковалентно связанными с атомами элементов с высокой ОЭО (N, O, F), с
другими атомами с достаточно высокой ОЭО, обладающими неподеленной парой
электронов (N, O, F),:
─X←Hδ+ :Yδ–─.
Особенности основных типов химических связей
Признаки общности и разлиОсобенности
Название
чия
Каждый атом отдает по 1 e на
образование связи (обменный)
Механизм образования пары
Один атом отдает пару e , другой Ковалентная
электронов связи
предоставляет свободную орбиталь (донорно-акцепторный)
Посредине между ядрами атомов Неполярная
Расположение зоны перекрыСмещена к одному из атомов
Полярная
вания орбиталей относительПрактически полное смещение к
но ядер атомов
Ионная
одному из атомов
На линии, соединяющей ядра
σ-Связь
Расположение зоны перекрыатомов
вания орбиталей относительно линии, соединяющей ядра По обе стороны от линии, соедиπ-Связь
няющей ядра атомов
1 σ-связь
Одинарная
Число σ- и π-связей
1 σ- + 1 π-связь
Двойная
1 σ- + 2 π-связи
Тройная
Взаимодействие атома H, связанНаличие атома H, несущего
ного с атомом N, O, F, с другим
частичный положительный
Водородная
электроотрицательным атомом
заряд и атомов N, O, F
(N, O, F)
Задания для самостоятельной проработки темы:
1. Укажите тип химической связи в соединениях: N 2, Br2, H2O, CaCl2, H2SO4.
2. Запишите электронные и графические электронные формулы атомов углерода,
азота и серы. Какую степень окисления и валентность проявляют атомы этих
элементов в соединениях: CH4, CO2, N2, NH3, H2S? Укажите типы химической
связи в этих соединениях.
3. В каких из приведенных пар соединений химическая связь более полярна:
а) H2S и H2O; б) KBr и HBr; в) CH4 и NH3.
4. В каких молекулах имеется кратная связь: CH4, CH2=CH2, CO2, N2? Укажите
число σ- и π-связей в каждой молекуле.
10
5. Используя представления о гибридизации атомных орбиталей атомов C, N и O,
предскажите пространственное строение молекул CCl4, NH3, H2O.
6. Каков механизм образования новой связи N–H и O–H в следующих реакциях:
NH3 + H+
NH4+; H2O + H+
H3O+? Может ли молекула CH4 вступать в аналогичную реакцию?
7. Из частиц, приведенных ниже, выберите те, которые могут быть донорами
электронной пары, и те, которые могут быть ее акцепторами при образовании
–
–
–
донорно-акцепторной связи: Cl , H+, H , NH3, H2O, OH , BF3, Fe3+.
Тема 3. Основные классы неорганических соединений
Содержание темы. Классификация и номенклатура неорганических соединений.
Простейшие стехиометрические расчеты.
Классификация неорганических веществ
Гидроксиды
Кислоты
Соли
Сложные вещества
Оксиды
Простые вещества
Неметаллы
H2, O2, O3, N2, P, S, Si, Cl2, He, Ar
Металлы
Li, Na, K, Mg, Ca, Ba, Fe, Cu, Cr
Кислотные
CO2, SO3, SO2, N2O5, , P2O5, SiO2, СrO3
Основные
Na2O, K2O, MgO, CaO, BaO, FeO
Амфотерные
BeO, Al2O3, ZnO, Cr2O3, H2O
Несолеобразующие
CO, NO, N2O,
Основные
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Fe(OH)2
Амфотерные
Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2,Cr(OH)3
Бескислородные
HF, HCl, HBr, HI, H2S
Кислородсодержащие
H2CO3, H2SO4, H2SO3, HNO3, H3PO4
Средние
BaCO3, Li2SO4, NaCl, Mg(NO3)2, Na3PO4
Кислые
NaHCO3, KHS, CaHPO4, NaH2PO4
Основные
(CuOH)2CO3, Ni(OH)NO3, Ca(OH)Cl
Na[Al(OH)4], K4[Fe(CN)6],
[Cu(NH3)4]SO4
Комплексные
Задание для самостоятельной проработки темы:
1. С какими из перечисленных веществ будет реагировать HCl: CO2, Zn(OH)2,
CaO, Na2CO3, NH3, AgNO3? Напишите уравнения соответствующих реакций.
2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать NaOH: HNO3, CaO,
H3PO4, CO2, CuSO4, NH4Cl? Напишите уравнения соответствующих реакций.
3. Определите, к каким классам неорганических соединений относятся следующие вещества и назовите их: P2O5; Ca(OH)2; H2CO3; Al(NO3)3; K2SO4.
4. Среди приведенных ниже соединений выберите: а) кислоты, б) кислые соли,
в) средние соли и назовите их: H2SiO3; NaHSO4; NH4Cl; Mg(OH)Cl; HNO3;
KH2PO4; HBr; Ca(HCO3)2; K[Al(OH)4]; NH3; Cu(OH)2, Fe(NO3)3.
11
5. Напишите химические формулы соединений и рассчитайте их молярные массы: гидроксид натрия, серная кислота, оксид углерода (IV), хлорид натрия.
6. Напишите химические формулы следующих соединений: угольная кислота,
сульфат аммония, оксид кремния, гидроксид бария, гидрофосфат натрия.
7. Раствор, содержащий 34 г AgNO3, смешали с раствором, содержащим такую
же массу NaCl. Рассчитайте массу образовавшегося осадка.
8. К раствору, содержащему 14.6 г HCl, добавили 10.6 г Na2CO3. Рассчитайте
объем выделившегося газа и массы веществ в полученном растворе.
Некоторые оксиды неметаллов и их названия
Оксид
CO
CO2
NO
NO2
N2O5
Название
Оксид углерода (II)
Оксид углерода (IV)
Оксид азота (II)
Оксид азота (IV)
Оксид азота (V)
Оксид
SiO2
P2O3
P2O5
SO2
SO3
Название
Оксид кремния
Оксид фосфора (III)
Оксид фосфора (V)
Оксид серы (IV)
Оксид серы (VI)
Некоторые оксиды и гидроксиды металлов и их названия
Оксид
Li2O
Na2O
K2O
Rb2O
Cs2O
MgO
CaO
SrO
BaO
BeO
ZnO
Al2O3
CuO
FeO
Fe2O3
CrO
Cr2O3
MnO
Название
Оксид лития
Оксид натрия
Оксид калия
Оксид рубидия
Оксид цезия
Оксид магния
Оксид кальция
Оксид стронция
Оксид бария
Оксид берилия
Оксид цинка
Оксид алюминия
Оксид меди (II)
Оксид железа (II)
Оксид железа (III)
Оксид хрома (II)
Оксид хрома (III)
Оксид марганца (II)
Гидроксид
LiOH
NaOH
KOH
RbOH
CsOH
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Be(OH)2
Zn(OH)2
Al(OH)3
Cu(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Cr(OH)2
Cr(OH)3
Mn(OH)2
Название
Гидроксид лития
Гидроксид натрия
Гидроксид калия
Гидроксид рубидия
Гидроксид цезия
Гидроксид магния
Гидроксид кальция
Гидроксид стронция
Гидроксид бария
Гидроксид берилия
Гидроксид цинка
Гидроксид алюминия
Гидроксид меди (II)
Гидроксид железа (II)
Гидроксид железа (III)
Гидроксид хрома (II)
Гидроксид хрома (III)
Гидроксид марганца (II)
Кислоты, кислотные остатки и их названия
HF
HCl
HBr
HI
Кислоты
Фтороводородная (плавиковая)
Хлороводородная (соляная)
Бромоводородная
Иодоводородная
12
Кислотные остатки (анионы)
–
фторид
F
–
хлорид
Cl
–
бромид
Br
–
иодид
I
HCN
HNO3
HNO2
HClO4
HMnO4
H2SiO3
Циановодородная (синильная)
Азотная
Азотистая
Хлорная
Марганцовая
Кремниевая
H2SO4
Серная
H2SO3
Сернистая
H2S
Сероводородная
H2CO3
Угольная
H2CrO4
H2Cr2O7
Хромовая
Дихромовая
H3PO4
Ортофосфорная (фосфорная)
–
CN
–
NO3
–
NO2
–
ClO4
–
MnO4
–
SiO32
–
HSO4
–
SO42
–
HSO3
–
SO32
–
HS
–
S2
–
HCO3
–
CO32
–
CrO42
–
Cr2O72
–
H2PO4
–
HPO42
–
PO43
цианид
нитрат
нитрит
перхлорат
перманганат
силикат
гидросульфат
сульфат
гидросульфит
сульфит
гидросульфид
сульфид
гидрокарбонат
карбонат
хромат
дихромат
дигидрофосфат
гидрофосфат
фосфат
Тема 4. Типы химических реакций неорганических веществ
Содержание темы. Классификация химических реакций неорганических веществ
по различным признакам (по конечному результату, по изменению степени окисления атомов элементов, по тепловому эффекту, по обратимости).
Письменное задание по самостоятельной проработке
1. Укажите, к какому типу (по конечному результату) относятся следующие реакции:
а) NH3 + HCl
NH4Cl;
в) Zn + FeSO4
ZnSO4 + Fe;
б) 2 NaNO3
2 NaNO2 + O2;
г) Na2CO3 + HCl
NaCl + NaHCO3.
Какие из этих реакций являются окислительно-восстановительными?
2. Укажите, к какому типу (по тепловому эффекту) относятся следующие реакции:
а) H2 + I2
2 HI – Q;
в) C(т) + H2O(г)
CO(г) + H2(г) – 131 кДж;
б) S + O2
SO2 + Q;
г) N2(г) + 3 H2(г)
2 NH3(г) + 92 кДж.
Какие из этих реакций являются обратимыми, а какие – необратимыми?
3. Классифицируйте реакции по всем возможным признакам:
а) 2 NO2
2 NO + O2 – Q;
б) H2SO4 + 2 KOH
K2SO4 + 2 H2O + Q;
Классификация химических реакций неорганических веществ
Классификационный
признак
Степень окисления
атомов элементов
Реакции
С изменением
степени окисле13
Примеры реакций
2 Al + 3 S
Zn + 2 HCl
Al2S3
ZnCl2 + H2
ния
Без изменения
NH3 + HCl
NH4Cl
степени окислеCuSO4 + BaCl2
BaSO4 + CuCl2
ния
Разложения
CaCO3
CaO + CO2
Число и состав исходСоединения
2 Fe + 3 Cl2
2 FeCl3
ных
и образующихся веЗамещения
Cl2 + 2 KBr
2 KCl + Br2
ществ
Обмена
Al2S3 + 6 H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2S
NaOH + HCl
NaCl + H2O + Q
Тепловой эффект ре- Экзотермические
акции
Эндотермические
N2 + O2
2 NO – Q
Практически не2 KClO3
2 KCl + 3 O2
обратимые
2 NaOH + H2SO4
Na2SO4 + 2 H2O
Обратимость процесса
Обратимые
N2 + 3 H2
2 NH3
V2O5
Присутствие катали- Каталитические
2 SO2 + O2
2 SO3
затора
Некаталитические
SO2 + 2 KOH
K2SO3 + H2O
Гомогенные
2 CO + O2
2 CO2
Однородность
Гетерогенные
2 Na + 2 H2O
2 NaOH + H2
Тема 5. Процесс диссоциации. Обменные реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей
Содержание темы. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей. Степень диссоциации. Реакции обмена и условия протекания их до конца. Гидролиз солей.
Реакции ионного обмена
1. В ионных уравнениях реакций формулы веществ записываются в виде ионов или в виде молекул. В виде ионов записывают формулы: а) сильных кислот;
б) сильных оснований; в) растворимых в воде солей. В виде молекул записывают
формулы: а) H2O; б) газообразных веществ (CO2, H2S, NH3); в) слабых кислот;
г) слабых оснований; д) амфотерных гидроксидов; е) малорастворимых солей.
2. Реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до
конца (являются необратимыми), когда в результате реакции между ионами образуются: а) малорастворимые вещества; б) газообразные вещества; в) слабые электролиты:
–
а) AgNO3 + KCl
AgCl + KNO3;
Ag+ + Cl
AgCl ;
2–
+
б) Na2S + 2 HCl
2 NaCl + H2S;
S +2H
H2S ;
–
+
в) NaF + HCl
NaCl + HF;
F +H
HF.
3.Если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то реакции обмена до конца не протекают (являются обратимыми)
–
–
а) HNO2 + NaOH
NaNO2 + H2O;
HNO2 + OH
NO2 + H2O;
б) Al(OH)3 + 3 HCl
AlCl3 + 3 H2O;
Al(OH)3 + 3 H+
Al3+ + 3 H2O;
–
–
в) CO2 + NaOH
NaHCO3;
CO2 + OH
HCO3 .
14
Гидролиз солей
Гидролиз соли — обменная реакция ионов соли с водой, в результате которой
образуется слабый электролит (кислота или основание) и изменяется реакция среды (pH раствора). Гидролиз солей многоосновных кислот и многокислотных оснований протекает ступенчато.
1. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (Na2CO3,
K3PO4, KNO2, CH3COONa) подвергаются гидролизу по аниону (среда щелочная,
pH > 7):
–
–
–
I) Na2CO3 + H2O
NaHCO3 + NaOH;
CO32 + H2O
HCO3 + OH ;
–
–
II) NaHCO3 + H2O
H2CO3 + NaOH;
HCO3 + H2O
H2CO3 + OH .
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (AlCl3, CuSO4,
NH4Br, Zn(NO3)2) подвергаются гидролизу по аниону (среда кислая, pH < 7):
I) AlCl3 + H2O
Al(OH)Cl2 + HCl;
Al3+ + H2O
Al(OH)2+ + H+
II) Al(OH)Cl2 + H2O
Al(OH)2Cl + HCl;
Al(OH)2+ + H2O
Al(OH)2+ + H+;
III) Al(OH)2Cl + H2O
Al(OH)3 + HCl;
Al(OH)2+ + H2O
Al(OH)3 + H+.
3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием (NH 4NO 2,
CH 3COONH4) гидролизуются и по катиону, и по аниону (среда, близкая к нейтральной, pH 7):
CH3COONH4 + H2O
CH3COOH + NH3 H2O.
4. Гидролиз солей слабых летучих кислот и малорастворимых оснований может протекать необратимо:
Al2S3 + 6 H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2S .
5. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KNO3,
BaI2, Na2SO4...) гидролизу не подвергаются, среда нейтральная (pH = 7), опреде–
ляется диссоциацией воды:
H2O
H+ + OH .
Задание для самостоятельной проработки темы:
1. Напишите уравнения ионизации (диссоциации) в водном растворе электролитов H2SO4, H2SO3, NH3, Ba(OH)2, CaCl2, NaHCO3. Какие из них являются сильными, а какие слабыми?
2. Допишите уравнения реакций. Укажите, какие условия протекания реакций
ионного обмена выполняются в каждом случае. Составьте уравнения реакций в
сокращенной ионной форме.
а) BaCl2 + H2SO4
;
г) Na2HPO4 + …
NaH2PO4 + …;
б) NH4Cl + NaOH
;
д) AgNO3 + …
KNO3 + …;
в) NaH2PO4 + NaOH
;
е) CuCl2 + …
NaCl + …
3. Составьте уравнения в молекулярной форме к каждому ионному уравнению:
–
–
–
–
а) H+ + OH
H2O;
г) HCO3 + OH
CO32 + H2O;
–
–
–
–
б) PO43 + H+
HPO42 ;
д) CO2 + 2 OH
CO32 + H2O;
–
в) H+ + CH3COO
CH3COOH;
е) Cu(OH)2 + 2 H+
Cu2+ + 2 H2O.
4. Какие пары веществ в водном растворе могут реагировать друг с другом? Составьте уравнения реакций в молекулярной и сокращенной ионной форме.
а) KOH и HNO3; б) HCl и KHCO3; в) NaNO3 и CaCl2; г) NaOH и ZnCl2.
д) NH3 и H2SO4; е) KOH и KH2PO4; ж) NH4NO3 и NaHCO3; з) NaOH и AlCl3.
15
5. Укажите, какие соли подвергаются гидролизу: K2CO3, Na2S, KNO3, NH4Cl,
Zn(NO3)2, CaCl2, KCN? Напишите уравнения реакций гидролиза и оцените реакцию среды в растворах этих солей.
6. Определите тип электролитов: HNO2; Na2S; KBr; FeCl2 и оцените pH их растворов (> 7; = 7, < 7). Запишите уравнения реакций, определяющих pH среды в
каждом случае (гидролиз рассматривать только по I ступени).
Пример билета тестового контроля исходного уровня
(проводится на первом занятии):
1. Степень окисления хрома в соединении K2Cr2O7 равна:
а) –6;
б) –3;
в) +3;
г) +6.
2. Соединение, в котором имеются одновременно и ковалентные и ионные
связи является:
а) NO2;
б) NH4NO3;
в) KF;
г) MgBr2.
3. Окислительно-восстановительной является реакция:
а) CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O;
в) 2KI + Cl2 = 2KCl + I2;
б) Na2O + SO3 = Na2SO4;
г) Na2CO3 + HCl = 2NaCl + NaHCO3.
4. Как называется процесс, который соответствует схеме: S+6 → S– 2, и сколько
электронов в нем участвует:
а) окисление, 4е-;
в) восстановление, 4е-;
б) окисление, 8е-;
г) восстановление, 8е-.
5. Какая пара соединений не может реагировать между собой:
а) CO2 и H2O;
б) HCl и СО2;
в) NaOН и CO2; г) NaOН и NaHCO3.
6. Все вещества являются слабыми электролитами в ряду соединений:
а) NH3, HF, CH3COOH;
в) H2SO3, HNO2, KF;
б) NH4Cl, CH3COONa, CaCl2;
г) Zn(OH)2, CH3OH, AgNO3.
7. Нейтральную реакцию среды имеет раствор соли:
а) NH4NO3;
б) K3PO4;
в) CuSO4;
г) Ca(NO3)2.
8. Смещение равновесия: N2 (газ) + 3 H2 (газ)
2 NH3 (газ) + Q не вызовет:
а) увеличение давления;
в) понижение температуры;
б) введение катализатора;
г) добавление HCl.
9. 16 г кислорода при нормальных условиях занимают объем, равный:
а) 10 л;
б) 22.4 л;
в) 11.2 л;
г) 1 л.
10. В 150 г раствора NaOH с массовой долей 2% содержится щелочи:
а) 5 г;
б) 15 г;
в) 30 г;
г) 3 г.
16