ЕН.Ф.4 Химия Общая химия

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального
образования
«Мурманский государственный педагогический университет»
(МГПУ)
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
ЕН.Ф.04.
ХИМИЯ: ОБЩАЯ ХИМИЯ
Основная образовательная программа подготовки специалиста по
специальности (специальностям)
020201 «Биология» cо специализацией «Теория образования и методика
преподавания»
Утверждено на заседании кафедры
биологии и химии
естественно-географического факультета
(протокол № 1 от 29 сентября 2009 г.)
Зав. кафедрой
___________________М.Н. Харламова
РАЗДЕЛ 1. Программа учебной дисциплины.
1.1 Автор программы:
Сагайдачная В.В., кандидат пед. наук, доцент кафедры биологии и
химии ЕГФ МГПУ.
1.2 Рецензенты:
Луппова Е.Н., кандидат биол. наук, доцент кафедры биологии и химии ЕГФ
МГПУ.
Овчинникова С.И., зав. кафедрой биохимии МГТУ, профессор, кандидат хим.
наук, заслуженный работник высшей школы РФ.
1.3 Пояснительная записка
Курс химии - один из ведущих в естественнонаучном образовании
специалиста-биолога, изучающего процессы, происходящие в природных и
техногенных системах.
Программа курса ставит своей целью развитие активного химического
и
экологического
мышления
на
основе
фундаментальных
естественнонаучных знаний, системного подхода и современных достижений
теоретической и экспериментальной химии.
Задачи предмета:
1. Сформировать у студентов современные представления о строении и
свойствах химических веществ, закономерностях протекания
химических процессов, что позволит на данной основе освоить систему
химических и экологических понятий.
2. Сформировать
современные
представления
о
химической
термодинамике и кинетике химических реакций, что позволит
будущему специалисту получить представление об энергетическом
балансе, установить специфические особенности преобразования одних
видов энергии в другие, получить объективные критерии
осуществимости химических реакций.
3. Ознакомить с основами современного учения о растворах,
являющегося научной базой для изучения электролитного баланса,
кислотно-щелочного равновесия, диффузионных явлений, химии
гомо- и гетерогенных систем.
4. Ознакомить с основами химии поверхностных явлений, дисперсных
систем, дающих ключ к пониманию процессов происходящих в
окружающей среде (водной и воздушной).
5. Сформировать современные представления о химических свойствах
химических соединений, их действии на организм человека и
природные экосистемы, о биогеохимических циклах важнейших
химических элементов.
6. Сформировать представления о химических и физико-химических
методах аналитической химии (качественный и количественный
анализ).
2
7. Ознакомить с действием химических соединений на организм
человека и природные экосистемы, с биогеохимическими циклами
важнейших химических элементов, современными представлениями о
биологической роли ионов металлов.
Программа охватывает содержание, которое позволяет изучить
основные химические понятия, учения и теории и процессы, являющиеся
основой для последующего изучения, описания и объяснения химических
процессов, связанных с будущей работой студента по специальности. Учитывая, что курс химии является фундаментальной учебной дисциплиной,
наиболее близкой к проблемам химии окружающей среды, в курс введены
основные экологические и химико-экологические понятий.
Программа составлена в соответствии с требованиями к минимуму
подготовки выпускника вуза по специальности - «Биология», определяемой
государственным стандартом высшего профессионального образования.
При
разработке
данной
программы
были
использованы:
Государственный образовательный стандарт высшего профессионального
образования по специальности «Биология»; методические разработки
Е.С.Меня, А.А. Лештаева, сборники задач и тематических заданий по
различным разделам курса (см. список литературы по разделам).
Раздел «Общая химия» позволяет дать студентам современное
научное представление о веществе как одном из видов движущейся
материи, закономерностях и путях, механизмах и способах превращения
химических веществ; научить проводить химические расчёты, познакомить
с методикой и техникой проведения лабораторного эксперимента, научного
поиска.
Большое внимание в содержании данного раздела
уделяется
наиболее общим химическим теориям, законам и закономерностям, вопросам
строения и химической связи веществ, играющих определяющую роль в
биогеохимических круговоротах; а также энергетике и кинетике
протекания химических реакций. Поскольку большинство химических
реакций протекает в растворах, термодинамика процессов растворения,
свойства растворов и пути применения этих свойств также включены в
раздел общей химии наряду с окислительно-восстановительными
процессами.
Общая химия закладывает теоретические основы для
понимания многообразной и сложной картины химических явлений,
подготавливает студентов к системному изучению свойств веществ в курсе
неорганической химии,
позволяет формировать
научные
основы
дальнейшего изучения вопросов экологии, правильного анализа и оценки
современного состояния экосистем и влияния антропогенного фактора.
На развитие исследовательских навыков, химического мышления,
направлены практические и лабораторные занятия.
По завершению изучения курса общей химии студенты
должны знать:
 атомно-молекулярное учение, в свете которого применять понятия:
атом, молекула, вещество;
3
 стехиометрические законы; применять их при проведении расчетов;
 современную формулировку периодического закона Д.И.Менделеева,
основные закономерности периодической системы химических
элементов, распределение электронов в атомах;
 современную теорию химических связей, строения вещества;
 основы химической кинетики и термодинамики;
 теорию растворов и растворения;
 теорию электролитической диссоциации и процессов, происходящих
при растворении и в растворах;
 теорию окислительно-восстановительных процессов;
 основные классы неорганических соединений, их номенклатуру,
физические и химические свойства, получение и применение;
 взаимосвязь состава, строения и свойств веществ, генетическую
взаимосвязь классов неорганических соединений, закономерностей и
особенностей протекания окислительно-восстановительных процессов,
а также реакций, происходящих в растворах;
 механизмы
протекания
химических
реакций
с
участием
неорганических соединений, их роли в биологических процессах и
процессах протекающих в окружающей среде;
должны уметь:
 составлять химические формулы и уравнения, с использованием
степени окисления и валентности;
 делать расчеты с применением понятий: относительная атомная и
молекулярная масса, количество вещества, молярная масса и объем,
плотность газов;
 давать общую характеристику химических элементов по положению в
периодической системе и строению атомов, а так же характеристику
строения и свойств основных соединений химических элементов,
иллюстрируя их составлением химических формул и уравнений
химических реакций, на основе учения о строении вещества, теории
электролитической диссоциации, окислительно-восстановительных
процессов;
 характеризовать химические реакции с точки зрения химической
кинетики и термодинамики.
 проводить
химические реакции
с участием
неорганических
веществ в лабораторных условиях.

1.4 Извлечение из ГОС ВПО:
Требования ГОС к обязательному минимуму
содержания основной образовательной программы
Индекс
Дисциплина и ее основные разделы
Всего часов
ЕН.Ф.04
Общая химия. Основные химические понятия:
100
атом, молекула, элемент, простое вещество, сложное
вещество. Химическая формула. Химическая
4
реакция.
Классификация
и
номенклатура
химических соединений. Законы стехиометрии.
Электронное строение атома. Периодический закон
и система Д.И. Менделеева. Химическая связь.
Координационные соединения. Их роль в биологии.
Формы организации вещества. Энергетика
химических процессов. Химическая термодинамика
в приложении к биологическим системам. Скорость
химических реакций. Химическое равновесие. Вода.
Дисперсные системы. Физико-химические свойства
разбавленных растворов: осмос, криоскопия,
эбулиоскопия.
Способы
выражения
состава
растворов. Электролитическая диссоциация. Ионы.
Ионное произведение воды. Водородный показатель,
рН. Буферные системы в живых организмах.
Обменные
и
окислительно-восстановительные
процессы. Гидролиз. Гальванический элемент.
Электролиз. Коррозия металлов. Биокоррозия.
Коллоидно-дисперсные
системы.
Растворы
высокомолекулярных
соединений.
Значение
коллоидов в биологии. Химия биогенных элементов:
неметаллов IV-VII главных подгрупп, металлов I-III
главных подгрупп. Биогенные элементы побочных
подгрупп Периодической системы. Радиоактивные
элементы.
1.5 Объем дисциплины и виды учебной работы:
№
Шифр и
п/п
наименование
Курс Семестр
Трудо-
специальности
1.
020201 –
«БИОЛОГИЯ»
Виды учебной работы в часах
1
I
ёмкость
Всего
ауд.
ЛК
ПР/
СМ
ЛБ
Сам.
раб.
100
58
20
18
20
42
Вид
итогового
контроля
(форма
отчетности)
ЭКЗАМЕН
1.6 Содержание дисциплины.
5
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное
распределение учебного времени:
№
п/п
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
Наименование раздела, темы
Введение. Химия как наука.
Основные химические законы. Расчёты по
формулам химических соединений.
Классификация неорганических соединений.
Расчёты по химическим уравнениям
Строение атома.
Радиоактивность химических элементов.
Химическая связь.
Химическая термодинамика.
Химическая кинетика.
Истинные растворы, растворы электролитов.
Дисперсные системы.
Окислительно-восстановительные свойства
веществ.
Комплексные соединения.
Итого:
Всег
о
ауд.
1
4
Количество часов
ЛК
ПР/ ЛБ
СМ
Сам.
раб.
1
2
2
-
1
4
7
1
2
4
4
4
1
3
8
6
12
2
6
2
1
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
4
2
4
2
6
2
2
2
2
5
4
4
6
6
4
58
2
20
18
2
20
2
42
1.6.2 Содержание разделов дисциплины
ТЕМА 1. Введение. Химия как наука.
Основные этапы развития химической науки. Место химии в
системе
естественных наук, представления об интеграции химии с геологией, биологией и
другими естественными науками.
Роль химии как производительной силы общества. Современные масштабы и
темпы развития промышленности. Рациональное использование природных ресурсов и
охрана окружающей среды. Взаимодействие человека и биосферы. Основные
экологические проблемы, связанные с химическим загрязнением окружающей среды:
разрушение озонового слоя, угроза парникового эффекта, выпадение кислотных осадков и
т.п. Информационные системы наблюдений за изменениями в окружающей природе для
предотвращения антропогенных последствий. Стратегия безопасного развития
цивилизации.
Ресурсосберегающие и безотходные технологии - основной путь решения
глобальных экологических проблем. Роль фундаментальной
химической науки в
решении проблем химии окружающей среды.
ТЕМА 2. Основные химические законы.
Основные химические понятия: атом, молекула, химический элемент,
химическая реакция.
Закон сохранения материи и энергии. Химическая и другие формы движения
материи. Моль как мера количества вещества. Закон Авогадро и его следствия. Мольный
объём газа и его использование в расчётных задачах. Переходы от массы и объёма
вещества к количеству вещества и обратно при нормальных и нестандартных
условиях. Стехиометрические законы. Законы идеальных газов.
6
Периодическая закон и периодическая система элементов и порядковый номер
элемента как его важнейшая характеристика. Общенаучное и философское значение
периодического закона Д.И. Менделеева. Периоды и группы. Расположение металлов и
неметаллов в периодической системе. Распространение химических элементов в
земной коре. Химический состав отдельных геосфер.
Вывод
формул
химических
соединений. Относительные
атомные
и
молекулярные массы. Определение молярных масс газообразных веществ по
относительной плотности газов и по уравнению Менделеева – Клайперона.
Определение количества структурных единиц вещества в его навеске или объёме.
Мольные и объёмные отношения веществ в уравнениях химических реакций.
Эквиваленты элементов и сложных веществ. Эквивалентные объёмы газов.
Расчёты масс и объёмов веществ, а также их молярных масс на основании закона
эквивалентов.
ТЕМА 3. Строение атома.
Современные представления о строении атома, s-, p-, d- орбитали, их конфигурации и
энергетические характеристики. Квантовые числа. Порядок заполнения орбиталей
электронами. Принцип неопределённости Гейнзенберга, принцип Паули, правила
Хунда и Клечковского.
Основные параметры атомов: заряд, радиус, потенциал ионизации, сродство к
электрону и электроотрицательность.
ТЕМА 4. Радиоактивность химических элементов.
Радиоактивность. Ядерная модель атома. Строение ядра. Изотопы. Стабильные и
нестабильные изотопы. Виды радиоактивного излучения, радиоактивный распад α- распад
, β- распад , примеры распада радона - 222 , йода - 131 , стронция - 90.
Естественная и искусственная радиация, ее источники. Действие радиоактивного
излучения на живые организмы. (Биоаккумуляция, биологическая взаимозаменяемость
элементов.) Линейная и пороговая модели действия радиоактивного излучения на
человеческий организм. Дозы облучения и радиобиологический эффект. Проникающая
способность различных видов излучения. Проблемы ядерной энергетики.
ТЕМА 5. Классификация неорганических соединений.
Номенклатура. Общие химические свойства соединений разных классов. Степени
окисления элементов. Генетическая связь между классами неорганических
соединений. Составление уравнений химических реакций по схемам «цепочки
соединений». Определение степеней окисления элемента в соединениях и написание
формул веществ по названиям.
Вычисления по уравнениям химических реакций: если один из реагентов
содержит примеси; протекающих в растворах; вычисление количественного состава
газовых смесей, если в них протекают химические реакции; с учётом практического
выхода продукта.
ТЕМА 6. Химическая связь.
Основные характеристики химической связи: длина связи, энергия связи, валентные
углы. Характеристики взаимодействующих атомов: орбитальный и эффективный
радиусы, потенциал ионизации, сродство к электрону, их зависимость от положения в
периодической системе. Типы химической связи: ионная, ковалентная, донорно акцепторная, водородная, металлическая. Метод валентных связей. Примеры его
применения для описания строения простейших химических соединений.
Гибридизация атомных орбиталей (АО): δ- и π - связи. Пространственное строение
молекул. Химическая связь с позиций метода молекулярных орбиталей (ММО).
7
Связывающие и разрыхляющие МО. Энергетические диаграммы двух атомных гомо - и
гетероядерных молекул. (Сравнительная устойчивость компонентов атмосферы О2 , N2,
CO2 и полютантов CO, NOх, SO2) . Молекулярные ионы и радикалы. Полярные и
неполярные молекулы. Дипольный момент молекулы.
ТЕМА 7. Химическая термодинамика.
Энергетика и направленность химических процессов. Внутренняя энергия
веществ.
Энтальпия. Стандартные условия. Тепловой эффект химических реакций
при постоянном давлении и при постоянном объёме. Теплота образования и теплота
сгорания вещества на примерах реакций образования оксида серы (IV) при выплавке
серных руд, при сжигании
серосодержащих топлив, при образовании оксидов
азота в двигателях самолётов и автомобилей. Источники теплового загрязнения.
Формы и пути поступления загрязнителей в ОС. Закон Гесса: на примере реакции,
описывающей эрозию мрамора и известняка. (Опосредованное воздействие на
окружающую среду, эрозию минералов, почв, кислотные дожди).
Энтропия. Изменение
энтропий в реакциях. Энергия Гиббса. Направление
протекания химических процессов.
ТЕМА 8. Химическая кинетика.
Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости
химической реакции. Порядок и молекулярность химических. Механизм реакций.
Лимитирующая стадия на примере реакции окисления оксида азота (II) в оксид
азота (IV).
Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической
реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и
гетерогенный катализ на примере реакций разложения озона по “ хлорному циклу” и
по “азотному циклу.”
Обратимость химических реакций на примере равновесий в морской воде с
участием растворённого углекислого газа.
Гомогенные и гетерогенные равновесия. Константа равновесия на примерах
образования азота ( II ) в двигателях внутреннего сгорания и очистки природного
газа от серы до сжигания (безотходные технологии переработки сырья). Правило
Ле – Шателье: на примерах реакций фотосинтеза и процессов в почвах – замещение
протонов из ОН – групп на поверхности глины на ионы металла. (Опосредованное
воздействие на ОС: кислотные дожди, вымывание, выщелачивание почв. Защита ОС:
очистка сточных вод на природных сорбентах, физико – химические методы очистки.)
Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния воды.
ТЕМА 9. Растворы неэлектролитов и электролитов.
Общие сведения о растворах. Твёрдые и жидкие растворы. Водные и неводные
растворители. Энергетика процессов растворения. Зависимость растворения от
температуры на примерах растворения CO2, О2 в воде. Зависимость растворения от
природы и свойств растворителя на примерах растворения ртути;
Растворы неэлектролитов. Законы Рауля и Генри. Эбулиоскопия и криоскопия.
(Примеры очистки сточных вод от фенола вымораживанием, очистки сточных вод
методом обратного осмоса.) Осмос и осмотическое давление. Закон Вант – Гоффа;
Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Основные положения
электролитической диссоциации Аррениуса. Степень и константа диссоциации на
примере диссоциации угольной кислоты. Закон разбавления Оствальда. Активность
иона. Ионная сила раствора.
Ионное произведение воды. Водородный показатель. Буферные растворы.
Карбонатная буферная система Мирового океана. Буферные системы в почвах.
8
Труднорастворимые электролиты. Гидролиз водных растворов солей. Константа
и степень гидролиза на примерах использования солей железа и алюминия для
очистки сточных вод от взвешенных частиц. Произведение растворимости. Условия
осаждения и растворения осадка – на примерах реакций связывания углерода и
фосфора в природе.
ТЕМА 10. Дисперсные системы.
Основные особенности коллоидного состояния материи, классификация
коллоидных систем, понятие о дисперсности. Получение коллоидных систем:
конденсация и диспергирование, химические способы получения.
Классификация дисперсных систем. Коллоидные растворы. Строение мицеллы.
Молекулярно-кинетические и оптические свойства коллоидных систем. Броуновское
движение, диффузия, распределение коллоидных частиц в гравитационном поле,
седиментация.
Осмотические
свойства.
Закономерности
светорассеяния
и
светопоглощения, явление Тиндаля.
Поверхностные явления в дисперсных системах. Избыточная поверхностная энергия
и поверхностное натяжение на границе раздела фаз, уравнение Гиббса. Виды сорбции.
Адсорбция и связь ее с поверхностным натяжением, поверхностно-активные вещества.
Адсорбция из газовой фазы, изотерма Ленгмюра, строение адсорбционного слоя на
границе раствор–газ. Адсорбция из растворов, обменная адсорбция, избирательная
адсорбция, смачивание, флотация.
Устойчивость коллоидных систем. Агрегативная и седиментационная устойчивость.
Факторы стабилизации дисперсных систем. Коагуляция коллоидных систем. Факторы,
вызывающие коагуляцию, коагуляция электролитами. Теории коагуляции: адсорбционная
и электростатическая.
Микрогетерогенные системы. Эмульсии. Пены. Аэрозоли, Дымы и туманы. Гели и
студни. Явления синерезиса. Примеры образования плотной дымки, окутывающей
промышленные города; реакций, описывающих процессы при возникновении
химического и фотохимического смога. (Аэрозоли и загрязнение ОС: аэрозольный
эффект, химический и фотохимический смоги.)
ТЕМА 11. Окислительно – восстановительные свойства веществ.
Основы электрохимии. Равновесие на границе металл – раствор. Электродный
потенциал. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нерста. Гальванические элементы.
Электролиз расплавов и водных растворов и солей. Инертные и активные
электроды. Примеры использования олова, цинка и магния для защиты железа от
коррозии; извлечение меди и железа из халькопирита. ( Защита ОС , защита от
коррозии, малоотходные, безотходные технологии, допустимая антропогенная
нагрузка)
Окислительно - восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Стандартные окислительно - восстановительные
потенциалы. Направление
протекания окислительно – восстановительных реакций.
Примеры реакций, протекающих при очистке сточных вод от соединений хрома;
примеры процессов, протекающих при очистке дымовых газов от оксида серы (IV)
аммиаком, пример аэробного разложения мочевины. (Окислительно–восстановительные реакции в мониторинге и защите ОС; аэробное и анаэробное окисление;
экологически чистые окислители, электрохимический. Метод очистки сточных вод.)
ТЕМА 12. Комплексные соединения.
9
Влияние
комплексообразования
на
растворение.
Важнейшие
комплексообразователи и лиганды. Номенклатура комплексных соединений. Изомерия
комплексов. Константа
нестойкости
комплексного
иона. Примеры
реакций,
используемых при очистке дымовых газов от оксида азота (II), реакций образования
и распада окси - и карбоксигемоглобина. ( Воздействие СО на человека и животного.
Токсичность. ЛД 50, ПДК)
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения.
№
п/п
1.
2.
3.
4
5.
Наименование
раздела, темы
Введение.
Химия как
наука.
Формы самостоятельной
работы
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Вопросы развития химической
промышленности в свете задач
охраны окружающей среды.
Основные
химические
понятия и
законы.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Границы
применимости
основных химических законов.
Расчёты
по
формулам
химических соединений.
Строение атома. Вопросы
для
Основные
самостоятельного изучения:
свойства атомов. Порядок заполнения атомных
орбиталей.
Электронные
формулы.
Выполнение упражнений.
Радиоактивность Вопросы
для
химических
самостоятельного изучения:
элементов.
Составление
уравнений
радиоактивного распада.
Выполнение упражнений.
Классификация
неорганических
соединений.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Номенклатура неорганических
соединений.
Расчёты
по
уравнениям
химических реакций.
Выполнение упражнений.
6
Природа
химической
связи.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Основные положения метода
молекулярных орбиталей.
часы
1
Форма
контроля
Обсуждение
Доклад
4
Опрос на ПЗ
проверка
упражнений;
решений
задач
4
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений
2
Проверка
упражнений
2
Опрос на ПЗ,
проверка
упражнений
решений
задач;
проверочная
работа по
теме
«Химические
свойства
классов
неорганических
соединений»
2
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений
1
0
Выполнение упражнений.
7
8
9.1
9.2
9.3
10
Тепловые
эффекты
химических
процессов.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Тепловые эффекты химических
реакций. Теплоты образования
химических соединений.
Решение расчетных задач.
Химическая
кинетика.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Механизм
реакций. Фазовые
равновесия. Влияние различных
факторов
на
скорость
химической реакции.
Фазовые равновесия.
Решение расчетных задач.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Растворимость и её зависимость
от температуры и природы
вещества.
Решение расчетных задач.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Типы гидроксидов в зависимости
от механизма диссоциации и
положения химических элементов
в ПСХЭ. Ионные уравнения.
Выполнение упражнений.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Гидролиз по аниону. Гидролиз
по катиону. Буферные растворы,
и их значение.
Выполнение упражнений.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Строение коллоидных частиц.
Значе-ние коллоидов.
Устойчивость
коллоидных
систем. Факторы стабилизации
дисперсных систем. Коагуляция
коллоидных систем. Факторы,
вызывающие
коагуляцию,
коагуляция
электролитами.
Микрогетерогенные
системы.
Эмульсии. Пены. Аэрозоли,
Дымы и туманы. Гели и студни.
Явления синерезиса.
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Вопросы
для
Истинные
растворы,
растворы
электролитов.
Растворы
электролитов.
Ионные
уравнения
реакций.
Гидролиз солей.
Дисперсные
системы.
11.1 Окислительно-
5
Работа с
таблицами по
оценке
возможностей
протекания
реакций
4
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач;
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач и
упражнений
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач и
упражнений
2
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений;
6
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач и
упражнений;
тестирование по теме
«Дисперсные
системы»
3
Опрос на ПЗ;
1
1
восстановительн
ые реакции.
самостоятельного изучения:
Окислительновосстановительные реакции в
мониторинге
и
защите
окружающей
среды.
Гальванический элемент.
Упражнения по составлению
уравнений
окислительновосстановительных реакций.
проверка
упражнений
11.2 Электролиз.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Характеристика
и
классификация
процессов
коррозии металлов. Составление
таблицы «Катодные и анодные
процессы».
Упражнения по составлению
уравнений электролиза.
12
Комплексные
соединения.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Анионные
и
катионные
комплексы.
Константа
нестойкости
комплексного
иона. Значение комплексных
соединений в производстве и
жизни.
Решение
расчетных
задач,
выполнение упражнений.
Всего
3
Проверка
заполнения
таблицы;
проверка
упражнений;
проверочная
работа по
теме
«Окислитель
но-восстановительные
процессы»
2
Проверка
упражнений
42
1.7 Методические рекомендации по организации изучения
дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий
по разделу «Общая химия».
Практическое занятие №1-2 (4 ч.)
Тема: Основные химические законы.
Расчёты по формулам химических соединений.
План:
1. Переходы от массы и объёма вещества к количеству вещества и обратно при
нормальных и нестандартных условиях.
2. Определение молярных масс газообразных веществ по относительной плотности
газов и по уравнению Менделеева – Клапейрона.
3. Определение количества структурных единиц вещества в его навеске или обьёме.
1
2
4. Мольные и объёмные отношения веществ в уравнениях химических реакций.
5. Вывод формул химических соединений по данным о его количественном составе.
Вопросы для обсуждения:
1. Относительные атомные и молекулярные массы. Молярная масса вещества.
2. Формулы определения количества вещества по известным данным о массе
веществ, объёмах газов при нормальных и нестандартных условиях, а также
количестве структурных единиц вещества.
3. Следствия из закона Авогадро.
4.Массовая доля элемента в соединениях.
5. Уравнения химических реакций как отражение закона сохранения массы вещества.
Задания для самостоятельной работы:
1. Какой объём при н.у. займут 6 . 1023 атомов молекулярного азота N2 ?
2. Исходя из мольной массы углерода определите абсолютную массу атома углерода
в граммах.
3. Бороводород содержит 78,26 % бора. При давлении 99,0 кПа и температуре 20 0 С 9,2
г этого газа занимают объём 8,2 л. Определить формулу соединения.
4. Через раствор, содержащий 7,4 г гидроксида кальция, пропустили 3,36 л СО2,
взятого при нормальных условиях. Найти общую массу солей, образовавшихся в
результате реакции.
Расчеты по химическим уравнениям.
План:
1. Вычисления, связанные с переходом от количества вещества к его массе и объему
газообразных соединений и обратно.
2. Вычисления с использованием постоянной Авогадро.
3. Вычисления по уравнениям химических реакций, если один из реагентов содержит
примеси.
4. Вычисления по уравнениям последовательных реакций, параллельных реакций
5. Вычисления количественного состава газовых смесей, если в них протекают
химические реакции.
6. Вычисления с учетом практического выхода продукта.
7. Вычисления количественного состава смеси веществ по известным количественным
данным о продуктах реакций.
8. Вычисления по термохимическим уравнениям.
Вопросы для обсуждения:
1. Основные химические понятия: химический элемент, атом, молекула, простые и
сложные вещества;
2. Относительная атомная и молекулярная массы.
3. Моль, молярная масса, молярный объем.
4. Массовая доля.
5. Закон Авогадро и его следствия.
Расчетные задачи:
А. Задачи на определение молекулярных масс веществ в газовом состоянии, на молярный
объем, закон Авогадро:
1) Плотность газа по воздуху 3,5. Найти массу молекулы газа.
2) Определить массу атома и молекулы гелия.
3) Масса 1 л газа (н.у.) равна 1,43г. Чему равна молярная масса этого газа?
Б. Задачи на газовые законы:
1
3
4) Давление воздуха в автомобильной шине 0,3 МПа при 15оС. Как изменится давление,
если шина нагреется до 50оС?
5) Под каким давлением в сосуд вместимостью 5*10-3 м3 можно при температуре 27оС
собрать СО2 массой 0,022 кг?
В.Задачи на вывод химических формул:
6) Вывести простейшую формулу фторида алюминия – калия, если в нем содержится
27,46%К , 19,02%Аl, 53,52F.
7) Из 0,462г пирита получено 1,77г сульфата бария. Определите содержание серы в пирите
и его формулу.
Г. Расчеты по химическим формулами уравнениям с использованием понятий: моль,
переход от количества вещества к массе и обратно, объемная и мольная доли:
8) Вычислить процентное содержание фторапатита Са3(РО4)2*Са2F2 и примесей в
хибинской руде, если в ней 30% оксида фосфора (V)
9) При пропускании сернистого газа через раствор едкого калия образовалось по 0,1 молю
средней и кислой соли. Какой объем газа был пропущен через раствор?
Задания для самостоятельной работы:
1. Плотность газа по водороду равна 22. Определить плотность газа по хлору.
2. Какой объем занимают 6,02*1023 атомов азота при н.у.?
3. Сколько атомов азота в 2,8 л оксида азота (III) (н.у.)?
4. Сколько литров водорода (20оС и 100 кПа) выделится при взаимодействии 165 г Fe с 1
кг 30%-ого р-ра HCl? Сколько граммов HCl не войдет при этом в реакцию?
5. Из 1,568г железной руды получили осадок фосформолибдата состава Р 2О5*24МоО3
массой 0,427г. Каково содержание фосфора в руде в процентах?
6. 5 мл водорода сожгли с 10 мл воздуха. После сгорания объемов газов составил 8,7 мл.
Какова объемная доля кислорода в воздухе, взятом для горения? Какова его мольная доля
в воздухе?
7. Вещество содержит 75,76% мышьяка и кислород. Плотность паров по воздуху этого
вещества 13,65. Какова формула этого соединения?
Литература:
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Практические занятия №3
Тема: Эквивалент. Закон эквивалентов.
План:
1. Химический эквивалент элемента в соединениях;
2. Химические эквиваленты сложных веществ; основные расчетные формулы;
3. Вычисления на основе закона эквивалентных отношений;
1) количество вещества эквивалентов (nэкв. (А));
2) молярная масса эквивалентов вещества: Э(А);
3) объем эквивалентов вещества: Vэкв. (А);
4) закон эквивалентных отношений: m(А)/m (B)=Э(А)/Э(В)
Вопросы для обсуждения:
1) как определяется молярная масса эквивалентов:
 элемента в соединении АаВв;
 оксида А2Ов;
1
4
 кислоты НаВ;
 основания А(ОН)в;
 соли АаВв;
2) как связаны между собой молярная и нормальная концентрации?
Расчетные задачи:
1) Одинаков ли эквивалент хрома в соединениях СrCl3 и Сr(SO4)3. Ответ подтвердите
расчетами.
2) На восстановление 1,8 г оксида металла израсходовали 833 мл Н2 (н.у.). найти
эквивалентные массы металла и оксида.
3) Содержание мышьяка в двух разных оксидах его равно 65,2% и 75,7% соответственно.
Каковы величины эквивалентных масс мышьяка в этих оксидах? Составить формулы
оксидов.
Задания для самостоятельной работы:
1) вычислите молярную массу эквивалентов Н3РО4 при реакциях обмена, в результате
которых образуются:
а) Na3PO4
б) Nа2НРО4
в) NаН2РО4
2) один из металлов группы II А Периодической системы элементов массой 2,25 г при
взаимодействии с соляной кислотой вытесняет 6,01 л водорода при 20оС и 1,013*105 Па.
Назовите металл.
3) гидрид металла содержит 4,76% водорода. Рассчитайте молярную массу эквивалента
металла и назовите металл.
Практические занятия №4 (2 ч.)
Тема: Строение атома. Химическая связь.
План:
1. Электронная конфигурация элемента.
2. Конфигурации атомов в возбужденном состоянии.
3. Валентные возможности атомов одного и того же элемента. Использование таблицы
электроотрицательностей атомов.
Вопросы для обсуждения:
1. Дайте характеристику квантовых чисел состояния электрона.
2.Что означает запись 2 р2?
3. Опишите формулу орбитали с квантовыми числами: n=3; l=0; m=0. Могут ли быть
орбитали другой формы при данном n?
4. Как происходит sp-, sp2-, sp3 – гибридизация? Приведите примеры.
5. Что такое «сигма» и «пи» - связь? Как они возникают?
6. Какая из конфигураций электронных оболочек возможна: 2s2, 2p5, 3f3, 2d3, 3d11, 2p8?
7. Какие типы кристаллических решеток вам известны?
8. Какие факторы влияют на прочность химической связи?
9. Какое влияние оказывают водородные связи на температуру кипения жидкостей?
Задания для самостоятельной работы:
1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:
40
42
40
40
112
112
136
138
а. 20 Ca и 20Ca; b. 18 Ar и 19K; c. 48Cd и 50Sn;
d. 54Xe и 56Ba ?
2. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:
3. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция.
4. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома.
1
5
5. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:
a. ...2s2;
b. ...3s2 3d1;
c. ... 4s2 3d2;
d. ... 1s2 2s2 p6 3p1?
6. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния?
7. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных
fэлектронов:
a. Pu;
b. Am;
c. Cm;
d. Bk?
8. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с
минимальной энергией:
a. 1s → 2p;
b. 1s → 4d; c. 2s → 4s;
d. 2p → 3s?
9. Какие значения всех квантовых чисел (n, ml , m , ms) возможны для валентного
электрона атома калия:
a. 4, 1, -1 , - 1/2; b. 4, 1 , +1 , +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?
10. Какое из приведенных химических соединений имеет более прочную химическую
связь: а) HI или НВr; б) Н2О или Н2S; в) NH3 или PH3?
Литература:
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие № 5 (2 ч.)
Тема: Основы химической термодинамики.
Кинетика химических реакций.
Термодинамика
План:
1. Основные понятия химической термодинамики.
2. Закон Гесса и его следствия.
3. Критерии самопроизвольного протекания процессов.
4. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в
воде.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Чему равен тепловой эффект химической реакции?
2. Какие уравнения реакций называют термохимическими?
3. Что называют стандартной энтальпией образования вещества?
4. Сформулируйте закон Гесса.
5. Сформулируйте следствия из закона Гесса.
6. Каким соотношением связаны энтальпия, энтропия и энергия Гиббса?
7. При каких условиях химические реакции протекают самопроизвольно?
Расчетные задачи:
1. На основании справочных данных рассчитайте стандартные изменения энтальпии в
каждой из следующих химических реакций (предварительно подберите коэффициенты):
а) ZnS (T)+ O2(г) = ZnO(T) +SO2(г)
б) AgNO3(T) =Ag(T) + NО2(Г)+ O2(г)
2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандартную энтальпию образования
продуктов:
4NO2(Г) + О2(г) + 2Н2О(Ж) = 4HNO3(Ж) ,
∆Н ° 298 = -256 кДж.
3. Определите возможность протекания реакции
P2O5(т)+H2O(ж)→ O2(г)+PH3(г)
при стандартных условиях.
1
6
Задания для самостоятельной работы:
1. На основании справочных данных рассчитайте стандартные изменения энтальпии в
каждой из следующих химических реакций (предварительно подберите коэффициенты):
а) (NH4)2CrО4(T) = Cr2O3(T) +N2 +Н2О(Ж) + NH3(Г)
б) SO2(г) + H2S(г) = S(T) + Н2О(Ж)
2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандартную энтальпию образования
продуктов:
2А12О3(Т)+ 6SO2(Г) + 3O2(Г) = 2AI2(SO4)3(Т), ∆Н ° 298 = -1750 кДж;
3. Путем расчета определите уравнение реакции, по которому возможно разложение
пероксида водорода при стандартной температуре:
а) Н2О2(Гг)= Н2(Г) + O2(Г)
б) Н2О2(Г) = Н2О(Ж) + 0,5 O2(Г)
Литература:
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие № 6 (2 ч.)
Тема: Кинетика химических реакций.
План:
1. Основные понятия химической кинетики.
2. Скорость химической реакции. Константа скорости реакции.
3. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Что такое скорость химической реакции и от каких факторов она зависит?
2. Что называют константой скорости реакции и каков физический смысл этой
величины? Какие факторы влияют на нее?
3. Какова зависимость скорости реакции от температуры?
4. Что называется температурным коэффициентом скорости реакции? Какие значения
он может иметь?
5. Что называют константой химического равновесия? От каких факторов она
зависит?
6. Какие факторы влияют на состояние химического равновесия? Сформулируйте
принцип Ле-Шателье.
7. Как изменится скорость реакции 2NO + О2 → 2NO2, протекающей в закрытом
сосуде, если давление увеличить в 4 раза?
8. Как возрастет скорость реакции при повышении температуры от 50 до 100 °С, если
температурный коэффициент равен 2?
9. В какую сторону сместится химическое равновесие при изменении температуры и
давления в следующих случаях:
10. а) 2Н2О ↔ 2Н2 + О2,
∆Н° > 0
11. б) О2 + 2СО ↔ 2СО2,
∆Н ° < 0
12. Как влияет на равновесие систем повышение давления? температуры?
13. а) 2SO3 ↔ 2SO2 + О2, ∆Н ° > 0
14. б) N2 + О2 ↔ 2NO,
∆Н ° > 0
15. Напишите выражение константы равновесия системы, предварительно расставив
коэффициенты:
1
7
NH3 + О2 ↔ NO + H2O(пар)
16. Каким образом можно сместить равновесие этой системы вправо?
Задания для самостоятельной работы:
1. Во сколько раз уменьшится скорость реакции при понижении температуры от 120 до
80 °С, если температурный коэффициент равен 3?
2. Взаимодействие между оксидом углерода (И) и хлором протекает по уравнению СО
+ С12 →СОС12. Концентрация оксида углерода (II) - 0,3 моль/дм3, хлора - 0,2
моль/дм3. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию
оксида углерода (II) до 1,2 моль/дм3, а концентрацию хлора - до 0,6 моль/дм3?
3. В какую сторону сместится химическое равновесие при изменении температуры и
давления в следующих случаях:
4. в) С + Н2О ↔СО + Н2,
∆Н ° > 0
5. г) N2 + ЗН2 ↔ 2NH3,
∆Н ° < 0
6. Напишите выражение константы равновесия системы 4Н2О(пар) + 3Fe(T) ↔ Fe3O4(T) +
4Н2(г), ∆Н ° < 0
7. Как следует изменить температуру, концентрацию и давление компонентов в
равновесной системе 4НС1 + О2 ↔ 2С12+ 2Н2О, ∆Н Н° < 0, чтобы повысить выход
хлора?
8. Укажите общий порядок реакции 2NO + Н2 = N2O + Н2О и порядок реакции по
каждому веществу. Напишите кинетическое уравнение реакции.
9. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 37 до 47
°С, если энергия активации равна 74,5 кДж/моль?
Литература:
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие №7 (2 ч.)
Тема: Количественный состав растворов.
План:
1. Способы выражения состава раствора:
Массовая доля растворенного вещества; молярная доля растворенного вещества и
растворителя; молярная концентрация растворенного вещества (молярность); молярная
концентрация эквивалентов вещества (нормальность); объемная доля в газовых растворах
2. Растворимость веществ.
Вопросы для обсуждения:
1) типы растворов, их компоненты;
2) гидраты и сольваты (кристаллогидраты)
3) способы выражения содержания растворенного вещества в растворе: массовая доля,
молярная доля, молярная концентрация, объем и плотность растворов (расчетные
формулы);
4) определение растворимости вещества;
5) зависимость растворимости газа от давления.
Расчетные задачи:
1) Сколько граммов соли и воды содержится в 800г раствора 12% NaNO3?
2) Сколько граммов Na2SO4*2H2O следует растворить в 250г воды для получения
раствора, содержащего 5% безводной соли?
1
8
3) Сколько граммов 10%-ого раствора Н2SO4 потребуется для обменного взаимодействия
с 100 мл 13,7%-го раствора Na2CO3 (плотность=1,145г/см3)?
4) Сколько миллиметров 96%-ной серной кислоты необходимо взять для приготовления 2
л 0,5 М раствора?
5) Вычислите растворимость Ba(NO3)2 в воде при 20 °С, если в 545 г раствора нитрата
бария при этой температуре содержится 45 г соли.
6)Вычислите массовую долю K2SO4 и его коэффициент растворимости, если при 0 °С 50 г
раствора содержат 3,44 г сульфата калия.
7) При охлаждении насыщенного при 90 °С раствора до 25 °С выкристаллизовалось 200 г
соли. Какую массу воды и соли надо взять, если растворимость соли при 90 и 25 °С
соответственно составляет 42,7 и 6,9 г?
Задания для самостоятельной работы:
1. Вычислите массу гидроксида натрия, необходимую для приготовления 2 л 20%ного раствора NaOH .
2. Какой объем воды необходимо прибавить к 200 мл 68%-ного раствора серной
кислоты, чтобы получить 10%-ный раствор кислоты?
3. Определите молярную концентрацию раствора серной кислоты, который
получится, если к 100 мл 96%-ной серной кислоты прибавить 400 мл воды.
4. Кислота в автомобильном аккумуляторе (раствор серной кислоты) имеет плотность
1,2 г/см3. Какова массовая доля H2SO4 в этом растворе? Сколько миллилитров 96%ной серной кислоты нужно взять для приготовления 1 л аккумуляторной кислоты?
5. Каково содержание (в массовых долях) NaOH в его растворе концентрацией 2
моль/л?
6. Коэффициент растворимости СаС12 в воде при 100 °С равен 159 г на 100 г Н2О.
Какая масса хлорида кальция при этой температуре содержится в 1,35 кг раствора?
7. Определите массовую долю СоС12 и растворимость хлорида кобальта, если 500 г
его раствора при 20 °С содержат 173 г соли.
8. Растворимость CuSO4 при 20 и 100 °С равна соответственно 20,2 и 77 г. Какая
масса сульфата меди выпадет в осадок, если охладить 825 г раствора от 100 до 20
°С?
9. Определите массу карбоната калия, выпавшего в осадок из 770 г насыщенного при
100 °С раствора и охлажденного до 0 °С, если в 100 г растворителя при 100 °С содержится 155 г соли, а при 0 °С 111 г К2СО3.
10. Какой объем надо взять, чтобы растворить 250 г хлора при 10 °С и давлении
1,5-105Па? Растворимость хлора при 10 °С и давлении 1,0133-105 Па
составляет 3,Н8 м3 на 1 м3 воды.
Литература:
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие № 8 (2 ч.)
Тема: Ионные реакции в растворах.
План:
1. Уравнения ионных реакций обмена:
1) молекулярные;
2) полные ионные;
3) сокращенные ионные.
2. Случаи необратимых реакций обмена с образованием:
1
9
 малорастворимых веществ
 малодиссоциирующих веществ
 газообразных веществ или летучих соединений.
Вопросы для обсуждения:
1. а) сильные и слабые электролиты;
б) степень и константа диссоциации;
в) ионные реакции и направление их протекания;
г)условия протекания реакций в растворах электролитов.
2. Упражнения в написании уравнений ионных реакций обмена:
1) Са(NO3)2 + K2CO3 →
2) HNO3 + Ba(OH)2 →
3) Ba(NO2)2 + K2SO4→
4) K2CO3 +HCl→
5) Na2CO3 + H2SO4→
6) NaOH +Fe(NO3)2→
7) Pb(NO3)2 + K2SO4→
8) Na2SiO3 +Ba(OH)2→
9) FeCl3 +CsOH→
10) FeSO4 +Na3PO4 →
11) Pb(NO3)2 + K2SO4→
12) Na2SiO3 +Ba(OH)2→
13) FeCl3 +CsOH→
14) FeSO4 +Na3PO4 →
Задания для самостоятельной работы:
1. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:
а) Р2О5+ Са(ОН)2 →
з) FeCI3 + NaOH→
б) ZnO + H3PO4 →
н) СаО + СО2 →
в) Sn(OH)2 + NaOH →
к) SО3 + Са(ОН)2 →
г) Sn(OH)2 + НС1 →
л) Pb(NO3)2 + KCI →
д) NaHCO3 + HC1 →
м) SO2 + Н2О →
Практическое занятие № 9 (2 ч.)
Тема: Окислительно-восстановительные реакции. Методы электронного и
электронно-ионного баланса.
План:
1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР):
 межмолекулярная;
 внутримолекулярная;
 реакция диспропорционирования
2. Роль среды в ОВР: разбор примеров ОВР и подборе коэффициентов уравнений
методами электронного и электронно-ионного баланса:
1. Аg + HNO3, конц. →
Аg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, конц. →
Mg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, очень разб. →
2
0
2. NaOH +S = Na2S+Na2SO3
BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2
Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O
FeSO4 + KMnO4+H2SO4 = Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 + H2O
Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 +Cr2(SO4)3 + H2O
Вопросы для обсуждения:
1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
2. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
3. Окислительно-восстановительные реакции в мониторинге и защите окружающей
среды.
Задания для самостоятельной работы:
Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в
растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методом ионно-электронного
баланса.
1) MnO4- +H+ +NaCl → Cl2 + Mn2+ +H2O +…
2) Cr(OH)4)- + Br2 + OH- → CrO42- +Br- +H2O+ …
3) Cr3+ + S2O82- + H2O → Cr2O72- + SO42- +H+ + …
4) NaOH +S → Na2S +Na2SO3 + ....
5) AgCl + Mn2+ +OH- → Ag+ MnO(OH)2 + Cl- + H2O
6) SnCl2 +H2O2 +H+ +Cl- → SnCl4 + H2O+....
Литература:
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ по изученному материалу.
Лабораторная работа № 1-2(4 ч.)
ТЕМА: ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы — изучить некоторые химические свойства оксидов, гидроксидов, кислот,
солей и условия необратимости реакции между растворами двух веществ.
ТБ в химической лаборатории.
Приемы работы с химических оборудование и реактивами.
Опыт 1. Взаимодействие основных оксидов с водой.
Опыт 2. Взаимодействие кислотных оксидов с водой.
Опыт 3. Взаимодействие солей с основаниями. Получение нерастворимых в воде
гидроксидов металлов и определение их характера.
Опыт 4. Взаимодействие кислот с солями.
Опыт 5. Получение средних и кислых солей.
Опыт 6. Получение гидроксида меди (II) и основной соли меди.
Опыт 7. Взаимодействие солей друг с другом.
Контрольные вопросы
1. Какие вещества называются оксидами? Приведите примеры основных, кислотных и
амфотерных оксидов.
2. Как образуются гидроксиды? Какие вещества называются основаниями? кислотами?
2
1
3. На примере оксидов и гидроксидов элементов третьего периода объясните изменения
их характера при увеличении порядкового номера элемента.
4. Как определяют кислотность основания? Как определяют основность кислоты?
5. Какие вещества называются солями? Назовите различные способы получения солей и
составьте соответствующие уравнения.
6. В чем сходство диссоциации оснований? кислот? Докажите, что оно имеется.
7. Как образуются нерастворимые в воде основания? Составьте соответствующие
уравнения.
8. Какие гидроксиды называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?
9. Назовите условие необратимости реакции между растворами двух солей.
10. Составьте уравнения реакций:
а) Р2О5+ Са(ОН)2 →
з) FeCI3 + NaOH→
б) ZnO + H3PO4 →
н)СаО + СО2 →
в) Sn(OH)2 + NaOH →
к) SО3 + Са(ОН)2 →
г) Sn(OH)2 + НС1 →
л) Pb(NO3)2 + KCI →
д) NaHCO3 + HC1 →
м) SO2 + Н2О →
е) NaHCO3 + NaOH →
н) MnO + Н2О→
ж) Са(НСО3)2+ NaOH →
о) Mg(OH)2 + СО2 →
11. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы от одного
вещества к другому?
а) Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnO
б) Cu(OH)2 → CuCl2 → ZnCl2→ ZnOHCl→ ZnSO4
в) CO2 → MgCO3 → Mg(HCO3)2 → MgCO3 → MgO
г) С →CО2 → H2CO3 → BaCO3 → BaCl2
д) MgO → MgCl2→ Mg(OH)2 → MgOHNО3 → Mg(NO3)2
Лабораторная работа № 3
(2ч.)
ТЕМА: Определение теплоты нейтрализации
Цели работы — изучить лабораторные способы определения теплового эффекта
химической реакции на примере реакции нейтрализации.
Оборудование и материалы:
1. Калориметрическая ячейка (см. рис.1).
2. Термометр с ценой дел. 0,01°.
3. Мешалка.
4. Весы аналитические.
5. Мерный цилиндр на 100 мл.
Реактивы:
1. NaOH, 1 н р-р;
2. НСl, 1 н р -р; H2SO4; HNO3 ( кислота выбирается по заданию преподавателя).
3. КС1, кристаллич.
1 - стакан
2 – ячейка (300 мл)
3 - термометр
2
2
4 - мешалка
5 – деревянная подставка
Ход определения:
1. Определение постоянной калориметра.
Постоянная калориметра характеризует теплоемкость системы данной конструкции с
учетом размеров, массы и материала используемой установки.
Для определения постоянной ячейки в нее заливают 200 мл воды и выдерживают ее до
установления температуры окружающей среды. Готовят навеску хлорида калия около 0,05
моль и всыпают соль в воду при перемешивании, следя за изменениями температуры.
Определяют максимальную установившуюся температуру с точностью до 0,01°. Расчет
постоянной калориметра производят по формуле:
К - постоянная калориметра;
Q - теплота растворения KCl для соответствующей концентрации, кДж/моль (берут из
справочника);
VKCl - навеска KCl, моль.
tMAX - максимальная температура раствора после растворения соли;
tНАЧ - температура воды в начале опыта.
2. Определение теплоты нейтрализации.
В стакан калориметра заливают 100 мл NaOH, опускают термометр и мешалку. После
установления постоянной температуры при перемешивании вливают 100 мл 1н НС1 и
следят за подъемом температуры до максимальной. После того как температура начнет
снижаться записывают значение.
Расчет проводят по уравнению:
mЖ- масса жидкости в стакане, г
mЩ , mК - массы взятых щелочи и кислоты соответственно, г
ρЩ , ρК- плотности растворов щелочи и кислоты соответственно (берут из справочника)
tЩ, tK - температура щелочи и кислоты перед сливанием растворов (из опыта).
Сж - теплоемкость жидкости после сливания, принимаемая равной 4,18 • 10-3 кДж/г- град.
К - постоянная ячейки, определенная в п.1., кДж/град.
Задание:
1. Рассчитать теплоту нейтрализации в кДж/моль.
2. Оформить отчет о работе.
3. Сделать расчет ошибки определения:
2
3
Лабораторная работа № 4 (2ч.)
ТЕМА: КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Цели работы — изучить скорость химической реакции и ее зависимость от концентрации,
температуры, введения катализатора; выяснить влияние концентрации веществ на сдвиг
химического равновесия.
Оборудование и реактивы: набор пробирок вместимостью 20 см3 с пробками, химический
стакан вместимостью 250 см3, термометр, мерные цилиндры вместимостью 10 см3,
водяная баня, секундомер; растворы: 1 н Na2S2O3, 2 н H2SO4, 0,1 н КМпО4, 0,1 н KNO3,
цинк в гранулах, 0,001 н и концентрированные растворы FeCl3 и KCNS, насыщенный
раствор КСl.
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на
примере взаимодействия раствора тиосульфата натрия с раствором серной кислоты.
Таблица 1
Номер Объем V, см3
Общий
ОтносиВремя начала Относипробир
объем V, см3 тельная
помутнения тельная
ки
концентрат, с
скорость
Na2S2O3 Н2О H2SO4
ция Na2S2O3
реакции
1/τ, с-1
1
9
0
3
12
1
2
6
3
3
12
0,67
3
3
6
3
12
0,33
На миллиметровой бумаге постройте график зависимости 1/ τ - Cотн(Na2S2O3). Сделайте
вывод о зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3.
Каким должен быть график при идеальном выполнении закона действующих масс?
Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере взаимодействия
тиосульфата натрия с серной кислотой.
Используя правило Вант-Гоффа, рассчитайте значение температурного коэффициента для
данной реакции.
Таблица 2
3
Номер
Объем V, см
Общий объем Температура Время начала Относительная
пробирки
V, см3
t/C
помутнения, скорость
τ, с
реакции1/τ, с-1
Na2S2O3 H2SO4
1
2
5
5
5
5
10
10
2
4
3
5
5
10
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции
Влияние катализатора на скорость реакции изучают на примере реакции восстановления
перманганата калия.
Таблица 3
Номер Количество смеси Количество гранул Объем KNO3, см3
Время обесцвечивания,
пробир KMnO4+H2SO4, см3 Zn, шт.
τ, с
ки
1
5,5
1
0,5
2
5,5
1
3
5,5
В присутствии катализатора (KNO3) реакции протекают следующим образом:
1. КМО3(катализатор) + Zn + H2SO4= KNO2+ H2O + ZnSO4, или
KNO3 + 2H0(Zn, H2SO4 разб) = KNO2 + H2O
2. 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O + 5KNO3 (катализатор)
Для подтверждения реакционной способности KNO2 прилейте в третью пробирку 0,5 см3
1 н раствора KNO2. Наблюдайте обесцвечивание раствора. Сделайте вывод о влиянии
катализатора на скорость реакции.
Опыт 4. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие
Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия
изучают на примере взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом калия
Лабораторная работа № 5
(2ч.)
ТЕМА: ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ
Цели работы — приготовление растворов кислот и солей различной концентрации.
Приборы и реактивы: весы, ареометр для жидкостей тяжелее воды, ступка с пестиком,
мерная колба емкостью 250мл, мерные цилиндры 50 и 250мл, цилиндр высокий узкий,
стаканы 100мл (2 шт.) и 300мл (1шт.), воронка, стеклянная палочка, ложки (2шт), банки
для сливания растворов; хлорид бария (тв.), карбонат натрия (кристалл.), растворы: серная
кислота (пл. 1,84), соляная кислота (пл. 1,19), гидроксид натрия (40%).
Опыт 1. Приготовление растворов процентной концентрации.
Задание. Приготовить 200г 5-%- ного раствора карбоната натрия из кристаллической
соды Na2CO3 . 10 Н2О и воды.
Вычислить, какое количество Na2СОз . 10 Н2О требуется для приготовления 200г 5-%-ного
раствора в расчете на безводную соль Nа2СОз.
Отвесить это количество измельченной соды в предварительно взвешенном стаканчике на
технохимических весах с точностью до 0,01г.
Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мерным цилиндром этот объем воды.
Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль.
* Вылить раствор в сухой высокий узкий цилиндр и опустить в него ареометр так, чтобы
он не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпадает с уровнем
2
5
жидкости в цилиндре, произведя расчет по шкале сверху вниз. ( Ареометр промыть водой,
осторожно вытереть досуха и сдать лаборанту).
Раствор вылить в приготовленную склянку.
Задание. Рассчитать молярность приготовленного раствора, используя найденную
плотность.
Опыт 2. Приготовление молярных растворов.
Задание. Приготовить 250мл 1М раствора соляной (серной) кислоты из раствора,
имеющегося в лаборатории.
Определить ареометром плотность раствора кислоты.
По найденной плотности, определить процентную концентрацию данного раствора,
вычислить навеску, а затем объем этого раствора, необходимый для приготовления
заданного раствора.
Налить в мерную колбу 250мл около половины её объема воды и влить в неё ( в случае
серной кислоты -тонкой струей, осторожно!) через воронку вычисленный объём раствора
кислоты, отмеренный цилиндром. Осторожно перемешать полученный раствор и охладить
его до комнатной температуры. Долить колбу водой до метки, закрыть пробкой и хорошо
перемешать.
* Вылить полученный раствор в сухой высокий цилиндр, определить ареометром его
плотность и затем вылить в приготовленную склянку.
Задание. Вычислить процентную и молярную концентрации, сравнить вычисленную
молярность с заданной, установить точность выполнения опыта.
Лабораторная работа № 6 (2 ч.)
ТЕМА: РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цели работы — изучить особенности протекания химических процессов в растворах
электролитов.
Приборы и реактивы: штатив с пробирками, шпатель; растворы: сульфат натрия Na2SO4,
сульфат калия K2SO4, сульфат цинка ZnSО4, хлорид бария ВаСl2, гидроксид натрия NaOH,
соляная кислота НС1, карбонат натрия Na2 СО3, карбонат калия К2СО3, хлорид цинка
ZnСl2, мрамор СаСОз, фенолфталеин, образцы растворов в пронумерованных пробирках,
индикаторная бумага.
Опыт 1. Реакции, идущие с образованием нерастворимых и труднорастворимых
веществ.
Опыт 2. Реакции, идущие с образованием слабого электролита.
Опыт 3. Реакции, протекающие с образованием малодиссоциирующих веществ.
Опыт 4. Реакции, идущие с образованием летучего соединения.
Задание. Заполните таблицу. Объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения
реакций молекулярном и ионном виде.
№
Название опыта
Наблюдения
Уравнения
реакций
2
6
Выводы:
Контрольные вопросы
1. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от
растворов неэлектролитов?
2.
Какими условиями определяется возможность электролитической диссоциации
вещества? Какая величина характеризует ионизирующую способность растворителя?
Покажите механизм распада частиц растворенного вещества на ионы.
3.
Какие величины являются количественной характеристикой процесса
электролитической диссоциации? Дайте их определения. Какую из них называют
постоянной величиной и почему?
4. На какие группы условно разделяются электролиты по степени диссоциации?
Приведите примеры представителей этих групп.
5. Как и почему на степень диссоциации слабого электролита влияют введение в его
раствор одноименного иона и разбавление раствора?
6. Как способность электролитов к диссоциации зависит от вида химической связи?
7. Концентрация каких ионов в растворах солей KHSO3 и КН2РО4 больше и каких
меньше?
8. Какие гидроксиды называются амфотерными?
9. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
a) AI2(SO4)3 + Pb(NO3)2 →
6) ZnS + HCl →
в) Fe(OH)3+ HNO3 →
г) HCN + NaOH →
д) Сu (ОН)2 +Na2S→
e) Cu(OH)2 + H2S →
10. Составьте молекулярные уравнения к следующим ионно-молекулярным уравнениям:
а) Рb2+ + 2I-→
г) HCN + ОН-→
2+
2б) Са + СО3 →
д) Сu2+ + 2ОН-→
+
в) NH4OH + Н →
е) CN- + Н+ →
Лабораторная работа № 7
(2ч.)
ТЕМА: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цели работы — изучить окислительно-восстановительную способность металлов и их
ионов.
Опыт 1. Окислительно-восстановительная способность металлов и их ионов.
Опыт 2. Окислительные свойства иона Fe3+ .
Опыт 3. Восстановительные свойства иона Fe2+ .
Опыт 4. Окисление ионов Сг3+ пероксидом водорода.
Опыт 5. Окисление ионов Fe2+ ионами МnО4- .
2
7
Задание: составить для всех реакций окислительные и восстановительные полуреакции;
рассчитать ЭДС, ∆G° и константу равновесия реакций, используя стандартные
электродные.
Контрольные вопросы
1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР).
2. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
3. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
4. Роль среды в ОВР.
5. Подберите коэффициенты в уравнениях химических методами электронного и
электронно-ионного баланса:
а) Аg + HNO3, конц. →
Аg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, конц. →
Mg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, очень разб. →
б) NaOH +S = Na2S+Na2SO3
BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2
Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O
FeSO4 + KMnO4+H2SO4 = Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 + H2O
Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 +Cr2(SO4)3 + H2O
Лабораторная работа № 8 (2ч.)
Тема: Свойства растворов сильных и слабых электролитов.
Цели работы — сравнить химическую активность кислот; изучить влияние одноименных
ионов на направление диссоциации слабых электролитов; изучить свойства амфотерных
электролитов; осуществить ионообменные реакции образования труднорастворимых и
малодиссоциирующих веществ.
Опыт 1. Сравнение химической активности кислот.
а) Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором.
б) Взаимодействие соляной и уксусной кислоты с цинком.
Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита.
а) Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциации кислоты.
б) Влияние соли слабого основания на степень диссоциации этого основания.
Опыт 3. Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциации сильных кислот.
Опыт 4. Амфотерные электролиты.
Контрольные вопросы
1. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от
растворов неэлектролитов?
2.
Какими условиями определяется возможность электролитической диссоциации
вещества? Какая величина характеризует ионизирующую способность растворителя?
Покажите механизм распада частиц растворенного вещества на ионы.
3.
Какие величины являются количественной характеристикой процесса
электролитической диссоциации? Дайте их определения. Какую из них называют
постоянной величиной и почему?
4. На какие группы условно разделяются электролиты по степени диссоциации?
Приведите примеры представителей этих групп.
2
8
5. Как и почему на степень диссоциации слабого электролита влияют введение в его
раствор одноименного иона и разбавление раствора?
6. Как способность электролитов к диссоциации зависит от вида химической связи?
7. По какому признаку согласно теории электролитической диссоциации вещества
классифицируются на кислоты, основания и соли? Почему гидросоли и гидроксосоли
можно назвать промежуточными соединениями?
8. Что называется ступенчатой диссоциацией? Чем определяется число ступеней для
многоосновных кислот и многокислотных оснований? Как и почему изменяются значения
α и Кд, от первой ступени к последней? Напишите уравнение ступенчатой диссоциации
мышьяковой кислоты H3AsО4.
9. Как вычислить степень диссоциации бинарного электролита, если известны константа
диссоциации и молярная концентрация раствора?
10. Концентрация каких ионов в растворах солей KHSO3 и КН2РО4 больше и каких
меньше?
11. Какой из растворов при одинаковой молярной концентрации содержит больше ионов
СН3СОО-: СН3СООН или CH3COONa?
12. Какие гидроксиды называются амфотерными?
13. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
a) AI2(SO4)3 + Pb(NO3)2 →
6) ZnS + HCl →
в) Fe(OH)3+ HNO3 →
г) HCN + NaOH →
д) Сu (ОН)2 +Na2S→
e) Cu(OH)2 + H2S →
14. Составьте молекулярные уравнения к следующим ионно-молекулярным уравнениям:
а) Рb2+ + 2I-→
г) HCN + ОН-→
б) Са2+ + СО3 2-→
д) Сu2+ + 2ОН-→
+
в) NH4OH + Н →
е) CN- + Н+ →
Лабораторная работа № 9 (2ч.)
Тема: Гидролиз солей.
Цели работы — изучить гидролиз солей разного типа; определить реакцию среды при
помощи индикаторов; изучить влияние температуры и относительной силы электролита
на степень гидролиза.
Опыт 1. Определение рН при помощи универсального индикатора
В четыре пробирки налейте по 5-8 капель 0,1 М растворов: в одну — соляной кислоты
НCl, в другую — уксусной кислоты СН3СООН, в третью — аммиака NH4OH, в четвертую
— дистиллированной воды. В каждую пробирку добавьте по 1 капле универсального
индикатора РКС и по таблице цветности универсального индикатора сравните
полученную окраску с окраской эталонных растворов.
Таблица цветности универсального индикатора
Интервал рН
Цвет индикатора Интервал рН
Цвет индикатора
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
Малиновый
Розово-оранжевый
Оранжевый
Желто-оранжевый
Желтый
Зеленовато-желтый
Желто-зеленый
Зеленый
Сине-зеленый
Серовато-синий
6,0
7,0
8,0
9,0
10,0
Результаты опыта запишите в виде таблицы:
2
9
Испытуемый раствор
Цвет раствора
рН
Опыт 2. Реакция среды растворов солей при гидролизе.
Результаты испытаний представьте в виде таблицы:
№
Формула
название
соли
и
Окраска
катора
инди-
Реакция
раствора
среды
Уравнения
реакций
Опыт 3. Обратимый (неполный) гидролиз солей
Опыт 4. Факторы, влияющие на степень гидролиза
а) Влияние относительной силы электролита.
б) Влияние температуры.
Опыт 5. Необратимый (полный) гидролиз солей
Контрольные вопросы
1. Что называется водородным показателем?
2. Как изменяется величина водородного показателя в кислой среде? в щелочной
среде?
3. Почему окраска индикатора изменяется при изменении реакции среды?
4. Что называется гидролизом солей?
5. Какие соли подвергаются гидролизу?
6. Как можно усилить гидролиз? замедлить гидролиз?
7. Что показывает степень гидролиза?
8. От каких факторов зависит степень гидролиза?
9. В какой области находится рН водных растворов солей А1С13, Na3PO4, NaHCO3,
K2S?
10. Какую реакцию среды будут иметь следующие растворы солей: Na2S, Zn(NO3)2,
KNO3, CuSO4, Cr2(SO4)3? Для солей, подвергающихся гидролизу, составьте
молекулярные и ионные уравнения реакций.
Лабораторная работа № 10 (2ч.)
Тема: Комплексные соединения.
Цели работы — получить комплексные соединения, изучить их
разрушения; научиться различать комплексные и двойные соли.
свойства и методы
Опыт 1. Образование аммиакатов меди
Опыт 2. Образование аммиакатов серебра
Опыт 3. Получение соединения, содержащего в молекуле комплексные катион и
анион
Опыт 4. Комплексные соединения в реакциях обмена. Взаимодействие
гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] с сульфатом меди (II)
3
0
Опыт 5. Разрушение комплексных ионов
Опыт 6. Диссоциация двойной соли
Опыт 7. Диссоциация гексацианоферрата (III) калия
Контрольные вопросы
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Что такое комплексообразователь? лиганды?
3. Что такое внутренняя сфера? внешняя сфера?
4. Каким ионам свойственна роль комплексообразователя?
5. Какие молекулы и ионы являются лигандами (аддендами)?
6. Имеется ли различие между двойными и комплексными солями?
7. Какие комплексные соединения называются однородными? неоднородными?
8. Определите валентность комплексообразователей, координационные числа и заряды
комплексных ионов в соединениях:
[Cd(NH3)4](OH)2; К3[Со(NО2)2]; Cu2[Fe(CN)6].
9. Из каких солей можно получить K3 [Fe(CN)6]? Напишите уравнение реакции.
10. Напишите формулу комплексного соединения, состоящего из ионов К+, Cd2+, CN-.
Координационное число кадмия равно 4.
11. Координационное число кобальта Со3+ (как комплексообразователя) равно 6. Укажите
состав комплексных ионов в солях CoCl3•6NH3, CoCl3•5NH3 и CoCl3•4NH3. Напишите
уравнения их диссоциации в водных растворах.
12.
Координационное число двухвалентной меди равно 4. Составьте формулы
аммиачного и цианистого комплексов двухвалентной меди, укажите их валентности и
приведите примеры солей, в состав которых входили бы эти комплексные ионы.
1.7.3 Перечень примерных контрольных вопросов и заданий
для самостоятельной работы.
Задание 1.
1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:
40
а. 20 Ca и
42
40
20Ca; b. 18 Ar и
40
19K; c.
112
48Cd и
112
50Sn;
136
d.
54Xe и
138
56Ba
?
2. Укажите математическое выражение принципа неопределенности :
h
h
1
а.
 = mv ; b. E = h; c . λ =a Z − b ; d.  x  v  m
3. Какие частицы являются изоэлектронными :
a. Ca2+ ;
b. Si4+;
c. Ar ;
d.
Cl- ?
4. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:
a. 3d и 6;
b. 3p и 6s; c. 3d и 5d;
d. 3p и 5d?
5. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция:
a. ...5s2 p5;
b. ...4d6 5s1;
c. ...4d5 5s2;
d....4d25s2 p3?
6. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома:
7. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:
a. ...2s2;
b. ...3s2 3d1;
c. ... 4s2 3d2;
d. ... 1s2 2s2 p6 3p1?
8. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния
9. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных
fэлектронов:
a. Pu;
b. Am;
c. Cm;
d. Bk?
10. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с
минимальной энергией:
3
1
a. 1s ---> 2p;
b. 1s ----> 4d; c. 2s ---> 4s;
d. 2p ---> 3s?
2. Какое уравнение характеризует корпускулярно-волновую природу электрона:
a. E = h ;
b. H = E ;
c.  = h /mv;
d. E = -13.6/ n2?
3. Укажите, какие из указанных частиц являются изоэлектронными:
a. Al3+;
b. P3-;
c. S;
d. Cl-?
4. Какие значения всех квантовых чисел (n, ml , m , ms) возможны для валентного
электрона атома калия:
a. 4, 1, -1 , - 1/2; b. 4, 1 , +1 , +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?
5. Вычислите энергию (Дж), необходимую для перехода электрона атома водорода из
состояния, характеризующегося n= 1, в состояние с n3 :
a. 1.5;
b. 0.2.10-18;
c. 1.9.10 -18;
d. 12 .
Задание 2.
а) Определить степени окисления хрома, фосфора, марганца, иода в следующих солях
кальция: CrO4 , CaCr2 O7 , Ca 2P2 O7 , Ca (MnO4)2 , Ca MnO3 , CaMnO4 , CaH3 JO6.
б) Определить степени окисления мышьяка в следующих соединениях:
Ca3 As2, KAs(OH)6 ,KH2 AsO3 ,KAsO2, Mg3 (AsO4)2 , AsCl3 , AsH3 ,HAsCl4, AsOCl .
в) Определить степени окисления серы в следующих соединениях:
SF6 , SO2 Cl2 , K2 S2 O7 , KHSO4 , H2 S , KHS , K2 S2 O3 , SOCl2 .
г) поставить цифровые индексы вместо “х”:
ангидрон
MgCl2 Ox
ортоклаз
KAlSi xO8
антихлор
Na2 H10 Sx O4
боракс
Na2 BO5(OH)4
свинцовые
пандермит
Ca2 BxO6 (OH)7
белила
Pbx CO5 H2
криолит
Na3 AlFx
берилл
Be3 Al2 Ox Si6
натролит
Na2 Alx Si3 O10
гремучая ртуть Hg(Cx Nx O)2
нефелин
KNa3 Al4 Six O16
кордиерит
Mg2 Al4 Si5 Ox
улексит
BaCaBx O6 (OH)6
Задание 3.
Расставить коэффициенты в следующих уравнениях реакций:
1. Cr(OH)3
+ H2 SO4 → Cr2(SO4)3 + H2 O
2. MnCO3 + HNO3 → Mn(NO3)2 + H2 O + CO2
3. Al2 (SO4)3 + Ba Cl2 → AlCl3 + BaSO4
4. NaNO3 + H2 SO4 → HNO3 + Na2 SO4
5. KMgCl3 .6 H2 O + H2 SO4 → K2 SO4 + MgSO4 + HCl + H2 O
6. FeO(OH) + HCl → FeCl3 + H2 O
7. Cu2 (OH )3 Cl + H2 SO4 → CuSO4 + HCl + H2 O
8. NaCaB5 O6 (OH)6 + HCl → NaCl + CaCl2 + H3 BO3 + H2 O
9. Co3 (AsO4)2 + H2 SO4 → CoSO4 + H3 AsO4
10. Cu3 (OH)2(CO3) + H Cl → CuCl2
+ CO2 + H2 O
11. (NH4)2 SO4 + KOH → K2 SO4 + NH3 + H2 O
12. AlCl3 + (NH4)2 S + H2 O → Al(OH)3 + NH4 Cl + H2 O
13. (NH4)SnS3 + H Cl → NH4 Cl + SnS2 + H2 O
14. Na2 Sn(OH)4 + HCl → NaCl + H2 SnCl4 + H2 O
15. Na2 O.CaO.6SiO2 + HF → NaF + CaF2 + SiF4 + H2 O
16. Fe3 (PO4)2 + H2 SO4 → FeSO4 + H3 PO4
17. KMgSO4Cl + H2 SO4 → K2 SO4 + MgSO4 + H Cl
18. Mg2 B2 O5 + H2 O + H Cl → MgCl2 + H3 BO3
19. CaFe(CO3)2 + H Cl → CaCl2 + FeCl2 + CO2 + H2 O
20 KAl3 (OH)6 .(SO4 )2 + H2 SO4 → K2 SO4 + Al2 (SO4)3 + H2 O
21. CaB(OH) SiO4 + H2 SO4 → CaSO4 + H3 BO3 + SiO2
3
2
Задание 4.
Написать формулы кислот и оснований, соответствующие оксидам, приведенным в
пункте “а”. Дополнительно написать формулы ещё для 10 различных оксидов элементов
на основании их положения в Периодической системе, Cs, Ba, La, Ga, Ta, In, J, Pt, Co,Fe,
используя высшие степени окисления. Указать возможный характер гидроксидов.
Задание 5.
Рассчитать  G0 для реакций присоединения жидкой воды к оксидам: BaO, CaO, Fe2O3,
ZnO и определить, в каких случаях реакции идут с образованием гидроксида.
Задание 5.
Какие из реакций
оксидов с водой идут в прямом направлении и в каком случае
образуются кислоты, а в каком - основания: Al2 O3 , SiO2 , P2 O5 , CrO3 , Cr2 O3 , CoO, B2
O3?
Задание 6.
Показать термодинамическими расчетами возможность протекания прямой реакции с
водородом следующих оксидов: Al2 O3 , CuO, Cu2 O, PbO, PbO2 , WO3 , ZnO.
Если какой-либо оксид восстанавливается водородом, предложите порядок
осуществления этого процесса в лаборатории. Приведите уравнения реакций.
Задание 7.
Осуществить превращения:
1. ZnSO4 → Zn(CH3 COO)2
2. CaCO3 → Ca(CH3 COO)2
3. BaCl2 → BaCO3
4. CaCl2 → Ca(NO3 )2
5. KCl → K2 SO4
6. Ca(NO3 )2 → CaCO3 → Ca(HCO3 )2
7. MgSO4 → Mg(NO3)2
8. MgCl2 → MgSO4
9. Pb(NO3)2 → Pb(CH3 COO)2
10. AgNO3 → AgCl
11.CoSO4 → CoCl2:
12. BaCl2 → BaSO4 → Ba(HSO4 )2
13. Al2 (SO4 )3 → Al(NO3 )3;
14. NH4 Cl → (NH4 )2
15. CO3 → NH4 HCO3
Задание 8.
Из перечисленных ниже солей выберите хорошо, умеренно и плохо растворимые в воде
соли: K2 SO4 , Al2 (SO4)3 , AlPO4, MnCO3, CaCl2, HgCl2,Ag3PO4,MnSO4 , PbSO4 ,
Li3PO4 ,LiF, MgF2 , Pb(CH3COO)2 ,Ba3(PO4)2 ,CaHPO4 ,Mg (H2PO4)2 ,SrSO4 , Ni(NO3)2 .
Дайте названия солей.
Задание 9.
Определите, какие из перечисленных ниже пар солей могут присутствовать в одном
растворе. Составьте уравнения реакций, если они протекают в соответствующей паре:
1. NaNO3 + LiHSO4
2. ZnSO4 + BaCl2
3. ZnSO4
+ KCl
4. Na2 S
+ FeSO4
5. K2 S + ZnCl2
6. BaCl2 + CuSO4
7. AlCl3 + Ba(HS)2
8. Na3 PO4 + LiCl
9. FeCl3 + Na2 CO3
10. AgNO3 + K H2 PO4
11. Ca(NO3 )2 + (NH4 )2CO3
12. MgSO4 + Sr(CH3 COO)2
3
3
13. NaNO3
+ Cr2 (SO4 )3
15. K2 CO3 + Ba(NO3 )2
17. Cr2 (SO4 )3 + Na2HPO4
19. Cr 2(SO4 )3 + CaCl2
14.
16.
18.
20.
Na2 SO4 + ZnCl2
Pb(NO3 )2 + K2 SO4
BaCl2 +
AgNO3
AgNO3 + KClO3
Задание 10.
Составить уравнения ионных реакций обмена:
1) Са(NO3)2 + K2CO3→
2) HNO3 + Ba(OH)2 →
3) Ba(NO2)2 + K2SO4→
4) K2CO3 +HCl→
5) Na2CO3 + H2SO4→
6) NaOH +Fe(NO3)2→
7) Pb(NO3)2 + K2SO4→
8) Na2SiO3 +Ba(OH)2→
9) FeCl3 +CsOH→
10) FeSO4 +Na3PO4 →
11) Pb(NO3)2 + K2SO4→
12) Na2SiO3 +Ba(OH)2→
13) FeCl3 +CsOH→
14) FeSO4 +Na3PO4 →
Задание 11.
1. Термодинамическим расчётом определить температуру, начиная с которой происходит
разложение карбонатов Са и Ва.
2. Какие из солей более устойчивы? Напишите уравнения реакций разложения указанных
веществ:
К2СО3
КСl
Pb(NO3)2
CaCO3
CaSO4
Zn(OH)2
и
и
и
и
и
и
СаСО3
СН3 СООК
Pb3(PO4)2
MgCO3
Al2 (SO4)
ZnSO4
BaCO3
и
K SO4
и
Cu(NO3) и
CuSO4
и
NaNO3
и
NH4Cl
и
CaCO3
ZnSO4
AgNO3
BaSO4
Cu(NO3 )2
CaCl2
Задание 12.
1. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + О2 ↔ 2NO2
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]р = 0,2
моль/л; [О2]р = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную
концентрацию NO и O2.
2. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3Н2 ↔ 2NH3 и не
смещается равновесие системы N2 + О2 ↔ 2NО? Ответ мотивируйте на основании
расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения
давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
3. Исходные концентрации [NO]исх и [Cl2]исх в гомогенной системе 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl
составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль. Вычислите константу равновесия, если к
моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.
Задание 13.
Осуществить превращения:
1. NH3 ← N2 → NO → HNO3 → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2
3
4
Mg3N2
Са3Р2
2.
+H2O
→ PH3 → P2O5
РСl5 ← Р
P2O5 → Н3РО4 → К3РО4 → Ag3PO4
3. K2S → FeS → H2S →
S → SO2 → K2SO3 → SO2
4. Сu(NO3)2 → NO2 → HNO3 → Fe(NO3)2 → Fe(OH)2 → FeCl2
5. NaCl → Na → NaOH → Na2CO3 → NaCl → AgCl
6. K2CO3 → CO2 → СаСО3 → СаО → Са(ОН)2 → СаС12
7. Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaАl(OH)4
Al(NO3)3
8. Mn(OH)2 → MnCl2 → Mn → MnSO4 → Mn(OH)2 → MnO
9. Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2 → ZnCl2 → ZnS → H2S
10. NiCl2 → Ni → NiSO4 → Ni(OH)2 → Ni(NO3)2 → NiO.
Задание 14.
Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, (подобрать
коэффициенты методом электронного и электронно-ионного баланса):
1. Ag + HNO3 →
AgNO3 + NO + Н2О
2. Са + H2SO4 →
3. Сu(NО3)2 →
CaSO4 + H2S + Н2О
CuO + NO2 + О2
4. СrO3 + NH3 →
Cr2O3 + N2 + H2O
5. Fe + HNO3 →
Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O
6. Cl2 + KOH →
KCl + КСlO + H2O
7. KClO3 + S →
KCl + SO2
8. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O
9. KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH
10. KMnO4 + K2SO3 + KOH →
11. NaI + H2SO4 →
K2MnO4 + K2SO4 + H2O
I2 + H2S + Na2SO4 + H2O
3
5
12. NaCl + MnO2 + H2SO4 →
Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
13. Fe2O3 + CO → FeO + CO2
14. S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O
Задание 15.
Для нижеперечисленных процессов составить уравнения реакций. Если необходимо,
добавить вещества для реального осуществления процесса. Расставить коэффициенты,
указать окислитель и восстановитель.
1. Реакция хлорида железа (III) с иодидом калия с образованием свободного иода.
2. HgCl2
реагирует с тетрахлороловянной кислотой с образованием ртути и
гексахлороловянной кислоты.
3. Реакция гидрида кальция с водой с выделением водорода
4. Реакция магния с уксусной кислотой.
5. Реакция сульфата ртути (II) с медной пластинкой.
6. Электролиз расплава едкого натра.
7. Горение сероводорода в воздухе с образованием свободной серы.
8. Разложение дихромата аммония с выделением азота и образованием оксида хрома(III).
9. Разложение оксида ртути (II) с выделением ртути и кислорода.
10. Разложение пероксида водорода в присутствии MnО2 с выделением кислорода и
воды.
11. Реакция MnO2 с бромидом калия в сернокислой среде с образованием брома.
12. Разложение MnО2 при сильном нагревании с образованием Mn3 O4 и кислорода.
13. Восстановление Fe2O3 до железа алюмотермией.
14. Осторожное нагревание AuCl3 с выделением хлора и хлорида золота (I).
15. Взаимодействие сероводорода с сернистой кислотой с выделением серы.
16. Реакция сульфида свинца с азотной кислотой с образованием NO и S.
17. Реакция воды с раскаленным железом с образованием водорода и оксида железа (III).
18. Реакция оксида меди (II) и водорода.
19. Электролиз раствора CuSO4 .
20. Реакция концентрированной соляной кислоты с хлоратом калия с образованием хлора
и хлорида калия.
Задание 16.
Написать уравнения реакций гидролиза солей, указать среду:
Ca(ClO)2
Cs2SO4 Na2HPO4, K2CO3, LiCl , (CH3COO)2Ca , Cr(OH)2 , CaS.
Литература:
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
1.8.1 Рекомендуемая литература.
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия : учебник для студ. хим.-технол.
спец. вузов / Ахметов Н. С. - 4-е изд., испр. - М. : Высшая школа, 2001 ; Академия.
- 743 с.
2. Глинка Н. Л. Общая химия : учеб.пособие для вузов / Глинка Н. Л. ; под ред. А. И.
Ермакова. - 30-е изд., испр. - М. : ИНТЕГРАЛ-ПРЕСС, 2003-2010. - 728 с.
3
6
3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии : учеб. пособие для вузов /
Глинка Н. Л. ; под ред. В. А. Рабиновича, Х. М. Рубиной. - Изд. испр. - М. :
Интеграл-Пресс, 2004. - 240 с.
4. Коровин Н. В. Общая химия : учебник для студ. вузов, обуч. по техн. направл. и
спец. / Коровин Н. В. - М. : Высшая школа, 2000. - 558 с.
5. Коровин Н. В. Лабораторные работы по химии : учеб.пособие для
студ.техн.направл.и спец.вузов / Коровин Н. В., Мингулина Э. И., Рыжова Н. Г. ;
Под ред.Н.В.Коровина. - 3-е изд., испр. - М. : Высшая школа, 2001. - 253 с.
6. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
7. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов : учебник для
студ. вузов, обуч. по мед., биолог., агроном., ветеринарным, эколог. спец. / Ю. А.
Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд, А. З. Книжник ; под ред. Ю. А. Ершова. - 2-е
изд., испр. и доп. - М. : Высшая школа, 2000; 2003. - 558 с.
8. Петрова Л. А. Химия : метод. реком. и контр. задания для студ. нехим. спец. заоч.
формы обучения / Петрова Л. А., Реут К. В., Дякина Т. А., Егорова В. Д. ; Гос. ком.
РФ по рыболовству, ФГОУВПО "Мурм. гос. техн. ун-т". - Мурманск : МГТУ, 2008.
- 174 с.
9. Хомченко И.Г. Общая химия : учебник / Хомченко И.Г. - М. : Новая волна, 1999 ;
ОНИКС. - 464 с.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Абкин Г.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М.: Высшая школа, 1988.
Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Высшая школа, 1984.
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Строение вещества. - М.: Высшая школа, 1976.
Кемпбел Д. Современная общая химия. Т. 1-3. - М: Мир, 1975.
Неницеску К. Общая химия. - М: Мир, 1969.
Некрасов Б.В. Основы общей химии, т. 1-2. - М.: Химия, 1973.
Николаев Л.А. Современная химия. - М.: Просвещение, 1970.
Полинг А. Общая химия. М.: Мир, 1974.
Радецкий А.М., Курьянова Т.Н. Дидактический материал по общей химии. - М.:
Просвещение, 1997.
10. Слета Л.А., Черный А.В., Холин Ю.В. 1001 задача по химии с ответами,
указаниями, решениями. – М: Илекса, 2004.
11. Химия (справочник). Пер. с немецк./Под ред. В.А. Молочко и С.В.Крынкиной. М.: Химия, 1989.- 647 с.
12. Хомченко И.Г. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Высшая школа, 1989.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
1.9 МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
1.9.1 Перечень используемых технических средств:
Лабораторная посуда: пробирки, мерные цилиндры, колбы конические, круглодонные,
химические стаканы, воронки.
Лабораторное оборудование: спиртовки, лабораторные штативы, штативы для пробирок,
планшетки для капельных реакций, подносы, зажимы-пробиркодержатели, шпателиложечки, подставки для реактивов, приборы для получения газов, прибор для измерения
скорости химических реакций.
Наборы химических реактивов (неорганическая химия): металлы и неметаллы, кислоты,
основания, хлориды, сульфаты, карбонаты, нитраты, фосфаты, кислые соли , индикаторы.
3
7
1. 9.2 Перечень используемых пособий:
«Основные понятия химии» (комплект фолий с сопроводительным текстом)/Под ред Л.В.
Кузнецовой, К.К. Власенко. М.: Росучприбор.
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
Ряд активности металлов.
Таблица «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»
Таблица «Плотность растворов щелочей и кислот»
Таблица «Относительная электроотрицательность атомов элементов»
Плакаты.
Видеофильмы.
1.10 Примерные зачетные тестовые задания.
Вводный тест
Вариант 1
1.Моль — это единица.
а) массы вещества б) объема вещества
в) количества вещества
2. По какой формуле можно рассчитать молярную концентрацию раствора?
а) W = m (в-ва)/m (р-ра)
б) СМ = ν/V
в) m=V×ρ
г) m (р-ра) = m (в-ва)+m (H2O)
3. Относительная плотность газа по водороду равна 14. Что это за газ?
а) О2 б) N2 в) CO2 г) CH4
4.По какой формуле можно рассчитать объем образующегося в ходе реакции газа при
нестандартных условиях?
а) υ = V/Vm
б) ρ = m/V
в) PV= υ RT
г) Cm = υ/V
5.Определите положение элемента в периодической системе Д.И. Менделеева, если
валентная электронная структура атома элемента 3s23p4 .Элемент находится
а) в 3-м периоде, в 4-й группе;
б) в 3-м периоде, в 6-й группе;
в) в 6-м периоде, в 3-й группе;
г) в 4-м периоде, в 6-й группе;
6. Атомы какого элемента имеют электронную конфигурацию внешнего слоя: …4s24p5?
а) 35Br б) 7 N
в) 33 As
г) 23V
7. Какая из приведенных электронных конфигураций соответствует атому марганца?
а) 1s22s22p63s23 p63d54s1
в) 1s22s22p63s23 p63d54s2
г) 1s22s22p63s23p63d14s24p2
8.Как изменяются металлические свойства элементов в IV периоде?
а) увеличиваются в) уменьшаются г) не изменяются
9.Укажитe степень окисления водорода в соединениях СаН2, NaAlH4.
а) -1
б) 0
в) +1
г) +2
10.Тип и кратность связи в молекуле азота
а) ковалентная неполярная, кратность связи 2;
б) ковалентная полярная, кратность связи 3;
в) ионная;
3
8
г) ковалентная неполярная, кратность связи 3;
11.Как изменяется полярность связей в ряду молекул?
H2O → H2S → H2Se → H2Te
а) не изменяется
б) увеличивается
в) уменьшается
12. Гидроксид натрия взаимодействует с раствором
а) с азотной кислотой
б) с гидроксидом калия
в) с водой
г) с сульфатом железа (II)
13. При взаимодействии растворов каких двух солей реакция является необратимой?
а) Na2SO4 и KCl
б) Na2SO4 и Ba(NO3)2
в) Ca(NO3)2и (NH4)2CO3
г) NaCl и KBr
14.Какая кислота может образоваться при взаимодействии оксида фосфора (V) с водой?
а) H3PO2 б) HPO2 в) H3PO3
г) HPO3
15. С какими из следующих веществ может реагировать оксид серы VI?
а) NaCl
б) Na2O
в) HNO3
г) Ca(OH)2
16.С какими из следующих веществ может взаимодействовать оксид цинка?
а) H2O
б) KOH
в) H2SO4
г) Al2(SO4)3
17. Укажите гидроксид, способный диссоциировать по типу кислоты:
а) Cr(OH)3, б) Mg(OH)2, в) CuОН,
г) Cu(OH)2:
18. C какими металлами может взаимодействовать раствор хлорида меди (II)?
а) Zn
б) Hg
в) Fe
г) Ag
19. Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительновосстановительными:
а) Fe2O3 + HCl
б) FeCl3 + H2S
в) Fe + HCl
г) SO2 + NaOH.
20. Какой соли соответствует название «гидрокарбонат железа (II)»?
а) Fe(HCO3)3 б) Fe(HCO3)2 в) FeOHCO3 г) (FeOH)2CO3
21. Какие из следующих веществ являются кристаллогидратами?
а) K2SO3
б) Sn(NO3)2∙20H2O
в) PbOH
г) BaS ∙ 6 H2O
22. Сколько граммов растворенного вещества содержит в 50 г раствора с массовой долей
ω% вещества = 10%?
а) 10 г б) 20 г в) 5
г)50 г
23. Как изменится скорость прямой реакции в системе: 2SO2 + О2 → 2SO3, ΔН = -192
кДж,
если при T = const увеличить давление в три раза?
а) увеличится в 3 раза;
б) не изменится;
в) увеличится в 27 раз;
г) уменьшится в 27 раз.
24.Что является признаком равновесия системы?
а) ΔG > 0;
б) ΔН ̊ < 0;
в) P = const,T = const;
г) ΔG° = 0.
25.Как сместить вправо равновесие в системе: СаСО3 →
СаО + СО2 - Q?
3
9
а) увеличить давление;
б) повысить температуру;
в) повысить концентрацию СаСОз;
г) повысить концентрацию СО2?
Вариант 2
1. В каких единицах измеряется молярный объем газа?
а) моль б) л/моль
в) г/моль
г) безразмерная величина
2.По какой формуле можно рассчитать массовую долю вещества в растворе?
а) W = m (в-ва)/m (р-ра)
б) СМ = ν/V
в) m=V×ρ
г) m (р-ра) = m (в-ва)+m (H2O)
3.Относительная плотность газа по водороду равна 8,5. Какой это газ?
а) СО б) Сl2 в) NH3
г) O2
4.По какой формуле можно рассчитать объем образующегося в ходе реакции газа при
стандартных условиях?
а) υ = V/Vm б) ρ = m/V
в) PV= υ RT
г) Cm = υ/V
5. Определите положение элемента в периодической системе Д.И. Менделеева, если
валентная электронная структура атома элемента 4s24p5 .Элемент находится
а) в 3-м периоде, в 4-й группе;
б) в 3-м периоде, в 6-й группе;
в) в 6-м периоде, в 3-й группе;
г) в 4-м периоде, в 7-й группе;
6. Определите положение элемента в периодической системе Д.И. Менделеева, если
валентная структура атома элемента 4s24p3 .
Элемент находится
а) в 3-м периоде, в 4-й группе
б) в 4-м периоде, в 5-й группе
в) в 4-м периоде, в 3-й группе
г) в 3-м периоде, в 5-й группе
7. Какая из приведенных электронных конфигураций соответствует атому железа?
а) 1s22s22p63s23 p63d54s1
б) 1s22s22p63s23p63d14s24p2
в) 1s22s22p63s23 p63d64s2
8.У какого элемента слабее выражены неметаллические свойства?
а) F б) Сl в) Br г) I
9.Чему равна степень окисления фосфора в соединении Mg3P2?
а) +3 б) +2 в) -3 г) -2
10. Связь между двумя атомами, образованная двумя обобществленными парами
электронов, называется
а)ионным взаимодействием
б) электровалентной связью
в)ковалентной связью
г)семиполярной связью
11. Как изменяется полярность связей в ряду молекул?
PH3 →
H2S →
HCl
а) не изменяется б) увеличивается
в) уменьшается
12. Гидроксид цинка не взаимодействует
1) с азотной кислотой 2) с гидроксидом калия 3) с соляной кислотой 4) с сульфатом
меди (II)
13.При взаимодействии растворов каких двух солей реакция является необратимой?
а) Na2SO4 и KCl
б) K2SO4 и BaCl2
4
0
в) Na2SO4 и NH4Cl
г) CH3COONa и Сu(NO3)2
14. Какая кислота образуется при взаимодействии оксида фосфора (III) с водой?
а) H3PO4 б) H4P2O7 в) HPO3
г) H3PO3
15. С какими из следующих веществ может взаимодействовать соляная кислота?
а) H2O
б) BaO
в) HNO3 г) BaSO4
16. C какими металлами может взаимодействовать раствор нитрата свинца (II)?
а) Hg
б) Zn
в) Au
г) Fe
17. При взаимодействии каких двух веществ происходит реакция нейтрализации?
а) Fe2O3 + HCl
б) Fe(OH)3 + HCl
в) FeCl3 + HSCN
г) Fe + HCl
18. Какой соли соответствует название «гидрокарбонат железа (III)»?
а) Fe(HCO3)3
б) Fe(HCO3)2
в) FeOHCO3
г) (FeOH)2CO3
19. Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительновосстановительными:
а) Al2O3 + HCl
б) AlCl3 + H2SO4
в) Al + H2S
г) СO2 + КOH.
20. Какие из следующих веществ растворяются в воде?
а) AgNO3 б) NaOH в) CuS г) AlPO4
21. Температура замерзания морской воды
а) выше, чем температура замерзания чистой воды;
2) ниже, чем температура замерзания чистой воды;
4) равна температуре замерзания чистой воды;
22. Сколько граммов растворенного вещества содержит в 70 г раствора с массовой долей
ω% веществава = 10%?
а) 10 г б) 20 г
в) 7
г)70 г
23. В каких случаях возможно самопроизвольное протекание химической реакции в
стандартных условиях:
а) ΔН° > 0, ΔS° < 0; б) ΔН° < 0, ΔS° > 0;
в) ΔН° = 0, ΔS° < 0;
г) ΔН° > 0, ΔS° = 0.
24. Почему при синтезе аммиака повышают температуру процесса?
а) для смещения равновесия вправо;
б) для повышения скорости реакции;
в) для снижения энергии активации;
г) для увеличения выхода продукта.
25. Куда сместится равновесие в системе:
С (тв.) + Н2О → Н2 + СО2 , ΔН = 131,4 кДж при повышении давления ?
а) равновесие не изменится;
б) сместится вправо;
в) сместится влево;
г) это зависит от теплового эффекта.
Ключ к правильным ответам
№
1 2 3 4 5 6 7 8 9
вопро
са
Вари в б б в б а г б а
ант 1
Вари б а в а г г в г в
ант 2
1
0
1
1
1
3
1
4
1
5
1
6
1
7
1
8
1
9
2
0
2
1
2
2
2
3
2
4
2
5
г
б а, б
г
б г б
г
б
г
б
б
в
а
в
а
б
г
а
в
б
в
в
а
б
в
а
в
б
в
в
в
б
г
г
в
1
2
в
б
в
4
1
по 1 баллу за правильный ответ
Менее 12 баллов – «2»
13-16 баллов – «3»
17-20 баллов – «4»
21 балл и более – «5»
Зачетные тестовые задания
Вариант 1.
1. Укажитe степень окисления водорода в соединениях СаН2, КН, NaAlH4.
а) -1, б) 0, в) +1, г) +2.
2. В каких случаях возможно самопроизвольное протекание химической реакции в
стандартных условиях, если принять | ΔН° | >> | T ΔS°| :
а) ΔН° > 0, ΔS° < 0; б) ΔН° < 0, ΔS° > 0; в) ΔН° = 0, ΔS° < 0;
г) ΔН° > 0, ΔS° = 0.
3. Как сместится равновесие в системе при повышении температуры:
2SO2 + О2 →
2SO3, ΔН = -192кДж
а) сместится вправо; б) не нарушится; в) равновесие в газовых системах
зависит только от давления; г) сместится влево.
4. Укажите гидроксид, способный диссоциировать по типу кислоты:
1) Cr(OH)3, 2) Mg(OH)2, 3) CuОН, 4) Cu(OH)2:
а) 3, б) 4, в) 1, г) 2.
Вариант 2.
1. Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительновосстановительными:
а) Fe2O3 + HCl ; б) FeCl3 + H2S ; в) Fe + HCl ; г) SO2 + NaOH.
Для
реакции
димеризации:
2 NO2 = N2O4
2.
ΔН = -58,03 кДж/моль и
ΔS = -176,52 Дж/моль К .
При какой температуре К наиболее вероятна димеризация?
а) 373; б) 273; в) 473; г) 263.
3. Как сместится равновесие в системе при повышении давления:
N2 + 3Н2
→ 2NH3
ΔН = -92кДж.
а) сместится влево; б) сместится вправо;
в) давление не влияет на равновесие, т.к. в данном случае Н < 0;
г) возрастет скорость реакции.
4. В каком из 10%-ых растворов содержится наибольшее число растворенных
молекул:
1) HNO3; 2) КNО3; 3) НСl; 4) NaCl.
а) 3; б) 1; в) 4; г) 2.
Вариант 3.
1. Какое соединение (или ноны) хром образуется при восстановлении Сг 2О72- в
щелочном растворе:
а) CrO42- ; б) [Cr(OH)4]-; в) Cr(OH)3 ; г) Сг3+.
2. Определите теплоту образования сероводорода по уравнениям:
H2S + 3/2 О2 = H2O + SO2 ; ΔН =-518,59 кДж;
S + О2 = SO2 ;
ΔН = -296,90 кДж;
Н2 + 1/2 О2 = Н2О;
ΔН = -241,84 кДж.
а) -20,15; б) -64,18; в) -1057,3; г) 1101,31.
3. Как изменится скорость прямой реакции в системе:
2SO2 + О2 → 2SO3, ΔН = -192 кДж,
если при T = const увеличить давление в три раза?
а) увеличится в 3 раза; б) не изменится;
в) увеличится в 27 раз; г) уменьшится в 27 раз.
4
2
4. У какого раствора наибольший рН:
1) [H+] = 10-7 моль/л; 2) [ОН-] = 5,10-8; 3) [ОН-] = 10-4; 4) [ОН-] = 5,10-10.
а) 2; б) 1; в) 4; г) 3.
Вариант 4.
1. Укажите ионы, способные проявлять только окислительную функцию:
а) СrО2- ; б) NO ; в) AsO33- ; г) Н+.
2. Определите ΔН и ΔG для процесса:
Мg + СО2 = СО + МgО, пользуясь справочными данными.
а) -318,24 и 311,7; б) 318,24 и -311,7;
в) -318,24 и -311,7; г) 318,24 и 311,7.
3. Куда сместится равновесие в системе: FeO + СО → Fе + СО2 + Q,
если увеличить концентрации исходных веществ:
а) не изменится, б) сместится вправо;
в) это зависит от знака Q; г) сместится влево.
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,1 н раствора серной кислоты,
предназначенного для реакции нейтрализации:
а) 9,8; б) 4,9; в) 9,6; г) 4,8.
Вариант 5.
1. Какие продукты образуются при восстановлении перманганата калия в
сильнощелочной среде:
а) МnО(ОН)2; б) Мn2+; в) MnO2; г) MnO42-.
2. Возможно ли при стандартных условиях разложение нитрата аммония по
уравнению:
NH4NO3 → N2O +2H2O.
Ответ подтвердите расчетом, пользуясь справочными данными.
а) да; -169,9; б) нет, +169,9; в) да, + 169,9; г) нет, -169,9.
3. Почему при синтезе аммиака повышают температуру процесса?
а) для смещения равновесия вправо; б) для повышения скорости реакции;
в) для снижения энергии активации; г) для увеличения выхода продукта.
4. Какой объем нормального раствора можно приготовить из 1 кг 63%-ой HNO3:
а) 5 л; б) 15 л; в) 10 л; г) 25л.
Вариант 6.
1. В каком случае происходит процесс окисления:
а) Р →Н РО2; б) КМnО4 → MnО2;
в) НNО3 → NO2; д) Сl2О → КС1.
2. При образовании 2.69·10‫־‬² кг хлорида меди (II) из простых веществ выделяется
41.17 кДж теплоты. Найти энтальпию образования хлорида меди (II).
а) -857,7; б) 205,9; в) 857,9; г) -205,9.
3. Как сместится равновесие в системе:
3 NO2 + Н2О → 3 HNO3 + NO - 138 кДж,
если повысить температуру на 10̊С?
а) сместится вправо; б) не изменится, но скорость возрастет в 2 раза;
в) сместится влево; г) не изменится, но скорость возрастет в γ раз.
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0.5 н Na2CO3?
а) 106; б) 26.5; в) 84; г) 53.
Вариант 7.
1. Какое вещество образуется при реакции:
Fe + H2SO4 (разбавл.)
а) H2S; б) Н2; в) SO2; г) S.
2. Сколько кДж тепла выделится при сгорании 0.1 кг метанола?
а) 679,48; б) 2271; в) 2123,0; г) 726,6.
3. Как повлияет увеличение давления на равновесие в системе:
4
3
3NO2 + H2О → 3HNO3 + NO - 138 кДж
а) сместится влево;
б) не нарушится;
в) возрастет только скорость процесса;
г) сместится вправо
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,3 н Н3РО4?
а) 9,8; б) 9,5; в) 4,25; г) 4,9.
Вариант 8.
1. Расставьте коэффициенты в уравнении:
Sb2O5 + НCl → Н3SbCl6 + Cl2 + H2O
и подсчитайте сумму всех коэффициентов.
а) 9; б) 17; в) 26; г) 29.
2. Вычислить Н (кДж) реакции:
CH3OH + CH3COOH ----> CH3COOCH3 + H2O,
если энтальпии сгорания спирта, кислоты и эфира соответственно равны:
- 1366,91, - 873,79, и – 2254.21 кДж/моль.
а) – 299,4; б) 13,5; в) 299,4; г) -13,5.
3. Как изменится скорость прямой реакции в системе:
2 SO2 + O2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж,
если при Т = const увеличить давление в 2 раза?
а) увеличится в 8 раз; б) уменьшится в 2 раза;
в) уменьшится в 8 раз; г) увеличится в 2 раза.
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,2 н MgSO4?
а) 24; б) 12; в) 1,204; г) 12,04.
Вариант 9.
1. Какова степень окисления углерода в соединениях CH3Cl и C2H4:
а) - 2; б) - 4; в) 0; г) + 4.
2. Какие величины являются функциями состояния процесса:
а) работа расширения;
б) теплота, передаваемая через изменение микросостояния;
в) теплота, передаваемая через изменение макросостояния;
г) внутренняя энергия .
3. В реакции: А + 2В →2С + 3D равновесная концентрация А равна 1, а исходная
- СА =1,1 моль/л. Определить выход продукта D.
а) 1%; б) 10%; в) 10,10%; г) 50%.
4. Какой объем 0,1- нормального раствора H2SO4 можно приготовить из 70 мл 50%-го
раствора этой кислоты (пл. = 1,40 г/мл )?
а) 5,5 л; б) 12 л; в) 10 л; г) 1,2 л.
Вариант 10.
 Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:
а) Fe2O3 + H2SO4; б) Сl2 + КОН;
в) SO2 + NaOH; г) HgO + HNO3;
 На основе расчета укажите пару наиболее устойчивых К нагреванию гидроксидов:
а) КОН и Са (ОН)2; б) Са (ОН)2 и Сu (ОН) 2;
в) А1 (ОН)3 и Ca (OH) 22; г) КОН и Сu (ОН) 2.
 Как изменится давление в равновесной системе по отношению к первоначальному:
N2 + 3 H2 → 2NH3
Δ H = - 92кДж?
если равновесные концентрации равны:
[ N2 ] = 0,9; [ Н2 ] = 0,6 и [ NH3 ] = 6 моль/л
а) увеличится в 1,8 раза; б) уменьшится в 1,8 раза;
в) уменьшится в 1,4 раза; г) не изменится.
4
4
 Сколько мл 40%-го раствора H3PO4 (ρ = 1,25 г/мл) требуется для приготовления
400 мл 0,25 М раствора кислоты?
а) 19,6; б) 39,2; в) 40; г) 9.8.
Вариант 11.
1. Укажите реакции диспропорционирования:
а) 4HNO3 → 4 NO2 + 2Н2O + O2; б) 2 KClO3 → КCl + 3O2;
в) 4 КС1О4 → 3 KClO3 + КС1; г) 2 НС1О → 2 НС1 + О2.
2. Определите энтальпию образования оксида азота (I), исходя из уравнений:
С + 2 N2O → СО2 + 2 N2; Δ Н° - 556,61 кДж;
C + O2 → CO2; Δ Н° - 393.51 кДж
а) 81,55; б) 326,2; в) 163,1; г) – 81,55.
3. В каком направлении сместится равновесие в системе:
2SO2 + О2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж в результате введения инертного газа при
V= const.
а) в обратном; б) в прямом; в) не сместится; г) равновесие не изменится.
4. Сколько мл 40%-го раствора Н3PO4 (ρ = 1,25 г/мл ) требуется для приготовления 3 л
0,15 н раствора Н3PO4?
а) 14,7; б) 58,4; в) 12,5; г) 29,4.
Вариант 12.
1. В каком из преобразований происходит процесс окисления:
а) Н2SO3 → H2SO4;
б) Сl2О → НС1;
в) Р2О5 → HPO3;
г) FeSO4 → Fe2(SO4)3.
2. Вычислить Δ Н°298 и Δ S°298 реакции, пользуясь справочными данными:
НgО + Н2 -----> Нg + Н2О
а) - 151,13 и 15,3;
б) + 151,13 и 15,3;
в) – 151,13 и - 64,02;
г) + 151,13 и 64,2.
3. В каком направлении сместится равновесие в системе:
N2 + 3 H2 → 2NH3, Δ Н = - 92 кДж
в результате введения инертного газа при V= const.
а) не сместится;
б) равновесие не изменится;
в) в прямом;
г) в обратном .
4. Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 кг 42%-го раствора NaOH ?
а) 656 мл;
б) 1312;
в) 1288;
г) 644.
Вариант 13.
1. Какие частицы могут проявлять только восстановительные функции:
а) J‫ ;־‬б) Сг³+; в) Cr2O7²‫ ;־‬г) N2H4;
2. С помощью справочных данных найдите Δ G°298 для процесса:
3 SiO2 + 4 В → 3 Si + 2 В2О2
и определите, возможен ли этот процесс в стандартных условиях.
а) - 45,7; да;
б) – 97,84; да;
в) 45,7 кДж; нет;
4
5
г) 97,84; нет.
3. При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль·с‫־‬¹. Какова скорость
реакции при 10°С, если температурный коэффициент γ равен 2?
а) 0,02;
б) 20,48;
в) 40,96;
г) 0,01.
4. Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 л 42%-го раствора NaOH
(ρ=1,45 г/мл)?
а) 1990; б) 1903; в) 951,5; г) 945.
Вариант 14.
1. Какие продукты образуются в реакции цинка с очень разбавленной азотной
кислотой:
а) NO2;
б) Н2;
в) NH4NO3;
г) NO.
2. Определить энтальпию превращения S (моноклинной) → S (ромбич.), исходя из
следующих циклов:
S (монокл.) + О2 → S О2 + 297,2 кДж;
S (ромбич.) + О2 → S О2 + 296,9 кДж.
а) -594,1;
б) -0,3;
в) 0,3;
г) 594,1.
3. При повышении температуры растворимость селитры увеличивается. Каков знак
изменения энтальпии растворения?
а) ΔН < 0;
б) ΔН = 0;
г) ΔН > 0.
4. Сколько мл 8,5%-го раствора гидросульфита натрия (ρ = 1,08 г/мл ) можно
перевести в сульфат с помощью 400 мл 2,5 н раствора NaOH?
а) 1310; б) 655;
в) 327; г) 565.
Вариант 15.
1. Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной
азотной кислоте:
а) СО2; б) СО;
в) Н2СО3; г) СН4.
2. Энтальпия образования оксида алюминия равна -1675 кДж/моль. Сколько теплоты
выделится пои образовании 10 г оксида алюминия
а) 39,2; б) 400,3;
в) 1675; г) 164.2.
3. Как сместить вправо равновесие в системе:
СаСО3 → СаО + СО2 - Q?
а) увеличить давление;
б) повысить температуру;
в) повысить концентрацию СаСОз;
г) повысить концентрацию СО2?
4. Сколько мл 0.4 н H2SO4 можно нейтрализовать прибавлением 800 мл 0,25 н
раствора NaOH?
4
6
а) 250; б) 1000;
в) 500; г) 575.
Вариант 16.
1. В уравнении:
КМnО4 + K2S + H2O → МnО2 + S + КОН расставьте коэффициенты и укажите
их сумму:
а) 6;
б) 10;
в) 20;
г) 22.
2. Определить теплоту сгорания метана
а) + 890,31;
б) – 890,31;
в) – 74,88;
г) + 74,88.
3. Скорость прямой реакции: 2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж
при концентрации оксида азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0.5 моль/л равна 0,018
моль/(л.мин). Найти константу скорости реакции.
а) 0,1;
б) 0,06;
в) 1,0;
г) 1,2.
4. Смешаны 3 л 0.1 М Н3РО4 с 2 л 9%-го раствора этой же кислоты (ρ = 1,05 г/мл).
Вычислить нормальность полученного раствора.
а) 1,554; б) 0,668;
в) 1,337; г) 0,337.
Вариант 17.
1. Какой металл при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой может
восстановить её до NO:
а) Cs; б) Сu;
в) Са; г) A1.
2. Вычислить тепловой эффект взаимодействия 10‫־‬³ м³ водорода (н.у.) с хлором
а) – 1,97; б) – 0,98;
в) – 8,24; г) – 4,12.
3. Вычислить равновесную концентрацию оксида кислорода в системе:
2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж, когда оксида азота (II) станет 0,04 моль/л,
если начальная концентрация оксида азота (II) составляет 0.06, а кислорода – 0,1
моль/л.
а) 0,09; б) 0,01;
в) 0,04; г) 0,02.
4. Смешаны 1,2 л 3,5%-го КОН с 1.8 л 2,5%-го раствора NaOH. Плотность обоих
растворов ρ = 1,05 г/мл. Вычислить нормальность полученного раствора щелочи.
а) 0,322; б) 1,87;
в) 1,33; г) 0,643.
Вариант 18.
 Расставьте коэффициенты в уравнении:
P + J2 + H2O → H3PO3 + HJ
и укажите коэффициент перед веществом, которое восстанавливается
а) 6; б) 3; в) 2; г) 4.
 Определить знак изменения энтропии в реакции:
2А2 (г) + В2 → А22В (ж).
Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?
4
7
а) нет, так как ΔS < 0; б) да, при высокой температуре;
в) да, при низких температурах; г) да, если ΔН < 0, и | ΔH |>| TΔS |
 Определить температуру ( ̊С ), при которой давление диссоциации CaCO3 в
реакции: CaCО3 → СаО + CO2 - Q составляет 202650 Па.
а) 770; б) 970; в) 870; г) 1070.
 250 мл 4 н NaOH смешаны со 150 мл 6 н КОН. Вычислить нормальность
полученного раствора. Какой массе КОН соответствует 1 мл полученного раствора
?
а) 4,75 н и 0,2665 г; б) 3,75 и 0,2665; в) 4,75 и 0,1337; г) 3,75 и 0,1337.
Вариант 19.
1. Какова степень окисления кислорода в соединениях К2О2 и СаО2:
а) -1; б) 0; в) -2; г) +2.
2. В каких случаях возможно протекание химической реакции, если |ΔН| < |T ΔS|:
а) энергия Гиббса увеличивается; б) энтропия уменьшается;
в) энергия Гиббса уменьшается; г) если и ΔН, и ΔS уменьшаются.
3. Известь растворяется в воде с выделением теплоты. Как влияет повышение
температуры на растворимость извести ?
а) растворимость повышается; б) не влияет;
в) это зависит от давления; г) растворимость понижается.
4. Сколько мл 6%-го раствора соляной кислоты с плотностью 1,03 г/мл следует
прибавить к 400 мл 0,05 н AgNO3 для полного осаждения AgCl?
а) 23,6; б) 11,8; в) 5,9; г) 22,4.
Вариант 20.
1. Укажите реакции, которые являются окислительно-восстановительными:
а) Fe2O3 + HNO3; б) NO2 + SO2;
в) SO2 + КОН; г) PbO + HCl (конц.)
2. По справочным данным рассчитайте значения ΔG° реакций соответствующих
оксидов металлов с СО2 и определите, какой из карбонатов наиболее устойчив:
а) ВаСО3; б) СаСО3; в) MgCO3; г) ВеСОз.
3. Куда сместится равновесие в системе: С (тв.) + Н2О -----> Н2 + СО2
ΔН = 131,4 кДж при повышении давления ?
а) равновесие не изменится; б) сместится вправо;
в) сместится влево; г) это зависит от теплового эффекта.
4. К какому объему 0,2 н раствора аммиака следует добавить 20 мл 35%-го раствора
NH3 ( ρ = 0,88 г/мл) для получения 0,5 н раствора нашатырного спирта?
а) 23,46; б) 11,73; в) 5,8; г) 12,84.
Вариант 21.
1. Какие соединения проявляют окислительно-восстановительную двойственность:
а) Li; б) F2; в) О2; г) H2S.
2. Определить энтальпию образования метанола из реакции:
СН3ОН + 3/2 О2 → СО2 + Н2 О (ж) + 726,64 кДж
а) - 238,7; б) - 376,7; в) 154,2; г) – 154,4.
3. Как изменится скорость химической реакции
СН3ОН + 3/2 О2 → СО2 + Н2 О (ж) + 726,64 кДж,
если при увеличении температуры на 30°С константа скорости реакции возрастет в
100 раз ?
а) увеличится в 27 раз; б) возрастет в 100 раз;
в) увеличится в 800 раз; г) не изменится.
4. Вычислить нормальность 60%-ой уксусной кислоты с ρ=1,068.
а) 5,33; б) 6,75; в) 3,67; г) 10,67.
Вариант 22.
1. В какой из перечисленных реакций образуется осадок темно-бурого цвета:
4
8
а) KMnO4 + KJ + H2SO4;
б) КМnO4 + Ва(ОН)2;
в) КМnО4 + KJ + Н2О;
г) MnSO4 + NaOH.
2. Найти ΔН и ΔS для реакции оксида углерода (II) с водяным паром
а) -2,84 и -76,94; б) +2,84 и +76,94; в) +2,84 и – 76,94; г) -2,84 и + 76,47.
3. Как сместить вправо равновесие в реакции:
Сl2 + Н2 → 2НС1, ΔН = -175,7 кДж.
а) увеличить давление в системе;
б) снизить давление;
в) увеличить температуру;
г) повысить концентрацию исходных веществ.
4. Вычислить нормальность 49%-го раствора Н3РО4 с ρ = 1,33 г/мл.
а) 19,95; б) 9,9; в) 18,88; г) 4,95.
Вариант 23.
1. Какой ион придает раствору оранжевую окраску:
а) Сг³+; б) Сг²+; в) СгО4²‫ ;־‬г) Сг2О7²‫־‬.
2. Вычислить ΔG0 для процесса: Fe2О3 + 3 СО → 2 Fe + 3 СО2.
Возможен ли этот процесс в стандартных условиях?
а) - 31,35; да; б) 31,35; нет; в) - 31,35; нет; г) 31,35; да.
Как изменится скорость прямой реакции Сl2 + Н2 -----> 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж,
при увеличении давления в 5 раз ?
а) не изменится; б) увеличится в 25 раз;
в) увеличится в 5 раз; г) уменьшится в 5 раз.
3. Вычислить нормальность 36 %-ой HNO3 (ρ = 1,22 г/мл)
а) 3,48; б) 9,66; в) 6,97; г) 4,83.
Вариант 24.
1. Какой из продуктов образуется при взаимодействии меди с концентрированной
серной кислотой:
а) H2; б) Н2; в) SO2; г) S.
2. Определить тепловой эффект реакции: СаО + СО2 → СаСО3, если при
взаимодействии 140 г СаО выделяется 443,06 кДж теплоты.
а) – 1522,4; б) – 739,86; в) – 148,88; г) 148,88.
3. Равновесие в реакции Сl2 + Н2 → 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж, установилось при
следующих концентрациях участвующих в ней веществ: водорода – 0,25, хлора –
0,05, хлороводорода – 0,9 моль/л. Определить исходные концентрации хлора и
водорода.
а) 0,5 и 0,7; б) 0,7 и 0,5; в) 0,95 и 1,15; г) 1,15 и 0,95.
4. Вычислить нормальность 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл)
а) 18,4; б) 9,2; в) 4,9; г) 36,8.
Вариант 25.
1. Какое соединение фосфора образуется в реакции его с азотной кислотой:
Р + HNO3 (конц.)
а)PH3; Б) Н3РО4; в) Р2О5; г) Н3РО4.
2. Вычислить изменение энтальпии перехода С (алмаз) -----> С (графит), исходя
из следующих уравнений:
С (алмаз) + О2 → СО2 + 395,4 кДж:
С (графит) + О2 → СО2 + 393,5 кДж .
а) – 10,5; б) + 1,9; в) – 1,9; г) + 10,5.
3. Вычислить константу равновесия реакции: РСl5 -----> РСl3 + Сl2 + Q, если при
некоторой температуре из 2 моль хлорида фосфора (V), находившегося в закрытом
сосуде вместимостью 10 л, разложению подвергаются 1,5 моль.
4
9
а) 6,15; б) 0,75; в) 100; г) 0,45.
4. Вычислить молярность 6,91%-го раствора Ва(ОН) 2 · 8 Н2О (ρ = 1,04 г/мл )
а) 0,228; б) 0,114; в) 0,45б; г) 0,057.
Вариант 26.
1. Расставьте коэффициенты в уравнении и подсчитайте их сумму:
Вг2 + КОН → KBrO3 + KBr + Н2О
а) 18; б) 9; в) 15; г) 12.
2. Рассчитать изменение энтальпии при инверсии сахарозы:
С12H22O11 + H2O → 2 C6H12O6.
а) – 302,2; б) 16,78; в) + 302,2; г) – 16,3.
3. Константа равновесия реакции: СО + Сl2 → СОСl2 - 109,6 кДж
при некоторой температуре равна 40. Вычислить начальную концентрацию хлора,
если в состоянии равновесия концентрация оксида углерода (II) равна 0,2, а
фосгена 0,8 моль/л.
а) 0,2; б) 0,8; в) 0,9; г) 0,1.
4. Вычислить нормальность 61,4 %-го раствора MgSO4 · 7 Н2О (ρ = 1,31 г/мл).
а) 3,26; б) 6,52; в) 2,63; г) 5,26.
Вариант 27.
1. Какое вещество образуется в результате реакции:
Са + H2SO4 (конц.) →
а) Н2;
б) H2S;
в) S;
г) SO2.
2. Сколько теплоты выделится при взрыве 1 л гремучего газа (н.у.):
а) 7,19;
б) 8,36;
в) 12,3;
г) 20,14.
3. Определить парциальное давление (атм.) хлорида фосфора (V) в равновесной
газовой смеси: СО + Сl2 → СОСl2 - 109,6 кДж, если при 523 К и 202650 Па
объемная доля хлора в ней составляет 40,7%.
а) 0,74;
б) 0,63;
в) 0,37;
г) 0,81.
4. Вычислить массовую долю вещества в 10 н серной кислоте (ρ = 1,29)
а) 19,05;
б) 45;
в) 96,3;
г) 38,1.
Вариант 28.
1. В уравнении реакции
К2Сг2О7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2 (SO4)3 + О2 + K2SO4 + Н2О
укажите коэффициент перед восстановителем и расставьте коэффициенты.
а) 5;
б) 7;
в) 3;
г) 10.
2. Что является признаком равновесия системы?
а) ΔGψ > 0;
б) ΔН ̊ < 0;
5
0
в) P = const,
T = const; г) ΔG° = 0.
3. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла
в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 5.
а) 10; б) 40;
в) 125; г) 25.
4. Вычислитъ массовую долю вещества в 14,8 н водном растворе аммиака
(ρ = 0,90 г/мл).
а) 27,95; б) 30;
в) 25,5; г) 13,92.
1.12 Комплект экзаменационных билетов
(утвержден на заседании кафедры 08.12.08, протокол № 7)
Экзаменационный билет № 1
Вопрос 1. Основные химические понятия: элемент, атом, молекула. Простое и сложное
вещество. Физические и химические явления.
Вопрос 2. Как изменится скорость прямой реакции в системе:
2SO2 + О2 →
2SO3, ΔН = -192 кДж, если увеличить давление в три
раза?
Экзаменационный билет № 2
Вопрос 1. Основные химические законы: постоянства состава, кратных отношений,
закон эквивалентов. Законы сохранения: энергии, массы, заряда.
Вопрос 2. Определите ΔН и ΔG для процесса: Мg + СО2 → СО + МgО.
Экзаменационный билет № 3
Вопрос 1. Закон Авогадро и его следствия.
Вопрос 2. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,1 н раствора серной
кислоты, предназначенного для реакции нейтрализации.
Экзаменационный билет № 4
Вопрос 1. Моль как мера количества вещества. Молярная масса, молярный объём газа.
Переход от массы к количеству вещества.
Вопрос 2. Возможно ли при стандартных условиях разложение нитрата аммония по
уравнению:
NH4NO3 → N2O +2H2O.
Ответ подтвердите расчетом, пользуясь справочными данными.
Экзаменационный билет № 5
Вопрос 1. Строение атома: ядро, протоны, нейтроны, электроны. Понятие об
электронных орбиталях и квантовых числах.
Вопрос 2. Какой объем нормального раствора можно приготовить из 100 г 63%-ой
HNO3 .
Экзаменационный билет № 6
Вопрос 1. Принципы и порядок заполнения энергетических уровней электронами в
атомах I-III периодов Периодической системы.
Вопрос 2. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0.5 н Na2CO3 .
5
1
Экзаменационный билет № 7
Вопрос 1. Основные свойства атомов: заряд ядра, радиус, потенциал ионизации,
сродство к электрону, электроотрицательность; изменение этих свойств в ПС.
Металлические и неметаллические свойства элементов, их изменение.
Вопрос 2. В каком направлении сместится равновесие в системе:
2SO2 + О2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж в результате введения инертного газа при V=
const.
Экзаменационный билет № 8
Вопрос 1. Степень окисления. Окислители и восстановители.
Вопрос 2. Сколько мл 40%-го раствора Н3PO4 (ρ = 1,25 г/мл ) требуется для
приготовления 3 л 0,15 н раствора Н3PO4?
Экзаменационный билет № 9
Вопрос 1. Основные классы химических соединений: бинарные соединения,
гидроксиды (кислоты и основания), соли (средние, кислые, основные, двойные).
Номенклатура, основные способы получения и химические свойства.
Вопрос 2. При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль·с‫־‬¹. Какова
скорость реакции при 10°С, если температурный коэффициент γ равен 2?
Экзаменационный билет № 10
Вопрос 1. Природа и виды химической связи: ковалентная, полярная, ионная, донорноакцепторная.
Вопрос 2. Скорость прямой реакции: 2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж
при концентрации оксида азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0.5 моль/л равна 0,018
моль/(л.мин). Найти константу скорости реакции.
Экзаменационный билет № 11
Вопрос 1. Водородная связь. Энергия и длина связи, кратные связи.
Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении: P + J2 + H2O → H3PO3 + HJ
Экзаменационный билет № 12
Вопрос 1. Основные понятия химической термодинамики: системы, параметры,
процессы.
Вопрос 2. Определить знак изменения энтропии в реакции: А2 (г) + В2 → 2 А22В (ж).
Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?
Экзаменационный билет № 13
Вопрос 1. Внутренняя энергия и энтропия.
Вопрос 2. Вычислить нормальность 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл).
Экзаменационный билет № 14
Вопрос 1. Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Методы расчёта
тепловых эффектов химических реакций.
Вопрос 2. Вычислить молярность 6,91%-го раствора Ва(ОН) 2 · 8 Н2О (ρ = 1,04 г/мл )
Экзаменационный билет № 15
Вопрос 1. Критерии самопроизвольного протекания процессов. Понятие об энергии
5
2
Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов.
Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:
Вг2 + КОН → KBrO3 + KBr + Н2О
Экзаменационный билет № 16
Вопрос 1. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических
веществ в воде.
Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:
Cl2 + KOH → KCl + КСlO + H2O
Экзаменационный билет № 17
Вопрос 1. Понятие о растворах и способы выражения их состава: массовая доля,
молярность, нормальность.
Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:
СrO3 + NH3 → Cr2O3 + N2 + H2O
Экзаменационный билет № 18
Вопрос 1. Дисперсные системы.
Вопрос 2. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции
возросла в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 5.
Экзаменационный билет № 19
Вопрос 1. Комплексные соединения.
Вопрос 2. Осуществить превращения:
Mn(OH)2 → MnCl2 → Mn →
MnSO4 →
Mn(OH)2 →
MnO
Экзаменационный билет № 20
Вопрос 1. Основы химической кинетики. Скорость химической реакции, константа
скорости и её зависимость от температуры и катализатора. Уравнение Аррениуса.
Понятие об энергии активации.
Вопрос 2. Вычислить массовую долю вещества в 10 н серной кислоте (ρ = 1,29)
Экзаменационный билет № 21
Вопрос 1. Химическое равновесие. Константа равновесия, смещение равновесия.
Влияние концентрации, температуры и давления на равновесие. Принцип Ле
Шателье.
Вопрос 2. Осуществить превращения:
NiCl2 → Ni → NiSO4 → Ni(OH)2 → Ni(NO3)2 → NiO.
Экзаменационный билет № 22
Вопрос 1. Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения
химического равновесия. Степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные и
слабые электролиты.
Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении:
Са + H2SO4 → CaSO4 + H2S + Н2О
5
3
Экзаменационный билет № 23
Вопрос 1. Гидролиз. Расчёты рН.
Вопрос 2. Осуществить превращения:
Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaАl(OH)4
Экзаменационный билет № 24
Вопрос 1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод
электронного баланса при составлении уравнений ОВР. Роль среды в ОВР.
Вопрос 2. Осуществить превращения:
K2CO3 → CO2 → СаСО3 → СаО → Са(ОН)2 → СаС12
ионно-
Экзаменационный билет № 25
Вопрос 1. Понятие об электролизе. Электролиз расплавов бескислородных солей,
водных растворов кислот, щелочей и солей. Законы электролиза.
Вопрос 2. Осуществить превращения:
Сu(NO3)2 → NO2 → HNO3 → Fe(NO3)2 → Fe(OH)2 → FeCl2
1.11 Вопросы к экзамену.
1. Основные химические понятия: элемент, атом, молекула. Простое и сложное
вещество. Физические и химические явления. Вещество и поле как виды материи и
соотношение между ними.
2. Основные химические законы: постоянства состава, кратных отношений, закон
эквивалентов. Законы сохранения: энергии, массы, заряда.
3. Закон Авогадро и его следствия.
4. Моль как мера количества вещества. Молярная масса, молярный объём газа.
Переход от массы к количеству вещества.
5. Строение атома: ядро, протоны, нейтроны, электроны. Понятие об электронных
орбиталях и квантовых числах.
6. Принципы и порядок заполнения энергетических уровней электронами в атомах IIII периодов Периодической системы (ПС).
7. Основные свойства атомов: заряд ядра, радиус, потенциал ионизации, сродство к
электрону, электроотрицательность. Изменение этих свойств в периодах и группах.
Металлические и неметаллические свойства элементов в зависимости от их
положения в ПС.
8. Степень окисления. Окислители и восстановители.
9. Основные классы химических соединений: бинарные соединения, гидроксиды
(кислоты и основания), соли (средние, кислые, основные, двойные). Номенклатура,
основные способы получения и химические свойства.
10. Природа и виды химической связи: ковалентная, полярная, ионная, донорноакцепторная. Водородная связь. Энергия и длина связи, кратные связи.
11. Основные понятия химической термодинамики: системы, параметры, процессы.
12. Внутренняя энергия и энтропия.
13. Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Методы расчёта
тепловых эффектов химических реакций.
14. Критерии самопроизвольного протекания процессов. Понятие об энергии Гиббса.
Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов.
15. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических
веществ в воде.
5
4
16. Понятие о растворах и способы выражения их состава: массовая доля, молярность,
нормальность.
17. Дисперсные системы.
18. Комплексные соединения.
19. Основы химической кинетики. Скорость химической реакции, константа скорости
и её зависимость от температуры и катализатора. Уравнение Аррениуса. Понятие
об энергии активации.
20. Химическое равновесие. Константа равновесия, смещение равновесия. Влияние
концентрации, температуры и давления на равновесие. Принцип Ле Шателье.
21. Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения
химического равновесия. Степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные
и слабые электролиты. Гидролиз. Расчёты рН.
22. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод ионно-электронного
баланса при составлении уравнений ОВР. Роль среды в ОВР.
23. Понятие об электролизе. Электролиз расплавов бескислородных солей, водных
растворов кислот, щелочей и солей. Законы электролиза.
Ответы на вопросы необходимо обязательно иллюстрировать примерами с
использованием химических веществ и при необходимости - химическими уравнениями
реакций. Необходимо обратить внимание на химическую грамматику - знание химических
знаков и соответствующих формул веществ.
1.13 Тематика рефератов.
Переходные элементы в природе, их применение.
Аллотропия р – элементов периодической системы.
Энергетика химических и фазовых превращений.
Способы обратного преобразования водорода в энергию.
Магнитные и оптические свойства комплексных соединений.
Экологические проблемы получения чистых металлов путём электролиза.
Очистка сточных вод от ионов меди.
Превращения серосодержащих веществ в природных водах и их фоновое
содержание.
9. Дисперсные системы.
10. Влияние загрязнений атмосферы на поверхность земли.
11. Экологические « ловушки »: тяжёлые металлы, газы, пестициды.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
1.14 Примерная тематика курсовых работ.
1.15 Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.
1.16 Методика исследования.
По учебному плану выполнение не предусмотрено.
1.17 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для
оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
Модуль 1 «Общая химия»
Посещение лекций – 120 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 90 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
5
5
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
ПЗ №6 – до 10 баллов.
ПЗ №7 – до 10 баллов.
ПЗ №8 – до 10 баллов.
ПЗ №9 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента, в том числе защита лабораторной работы,
выполнение заданий, ответы на контрольные вопросы):
ЛБ №1 – до10 баллов.
ЛБ №2 – до 10 баллов.
ЛБ №3 – до 10 баллов.
ЛБ №4 – до 10 баллов.
ЛБ №5 – до 10 баллов.
ЛБ №6 – до 10 баллов.
ЛБ №6 – до 10 баллов.
ЛБ №7 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №10 – до 10 баллов.
Вводный тест – 25 баллов.
Тестирование по теме «Дисперсные системы» – 25 баллов.
Зачетное тестирование – 20 баллов.
Итого: 520 баллов.
Примеры рейтинговых заданий представлены в разделе «Примерные зачетные
тестовые задания».
Задания для самостоятельной работы выполняется студентом с использованием
лекций и учебных пособий и оформляется в письменном виде. Задание должно быть сдано
студентом в строго определенные сроки в соответствии с учебным календарным планом.
Целью самостоятельной работы студента является подготовка тестированию по
соответствующим темам и экзамену.
Для оценки 5 сумма баллов за все модули должна быть не менее 480, для оценки 4
– не менее 400 баллов и для оценки 3 – не менее 280 баллов. Если оценка студента не
устраивает или он набрал менее 280 баллов, студент сдает экзамен по дисциплине.
Выполнение практической части обязательно.
РАЗДЕЛ 2. Методические указания по изучению дисциплины
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск: МГПУ, 2004.- 68 с.
Организация работы и ведение лабораторного журнала
1. Прежде чем приступить к выполнению лабораторной работы, изучите необходимый
материал по учебнику, лекционным записям и методическим указаниям к ней.
5
6
2. До начала опыта предварительно подробно ознакомьтесь по методическим указаниям
с условиями выполнения данного опыта и продумайте последовательность операции.
3. Выполняя опыт, соблюдайте все меры предосторожности, количественные
соотношения веществ, проводите необходимые наблюдения.
4. Все лабораторные работы выполняйте индивидуально, за исключением тех, которые
по указанию преподавателя проводятся группами. Опыты производите в чистой посуде.
5. Не загромождайте свое рабочее место: не кладите на стол портфели, книги, свертки и
пр.
6. Не уносите приборы, аппараты, реактивы общего пользования на свое рабочее место.
Примите за правило: каждый предмет или реактив необходимо возвращать на место сразу
после его использования.
7. Соблюдайте тишину в лаборатории. По окончании работы вымойте химическую
посуду, тщательно уберите рабочее место, отключите воду и электричество.
8. Запись выполненных работ и обязательных опытов производите в лабораторном
журнале, в котором должны быть представлены все необходимые наблюдения, схема
установки, уравнения реакций, вычисления, выводы.
Все наблюдения записывайте в лабораторный журнал непосредственно после
проведения каждого опыта. При этом особое внимание следует обращать на эффект
реакции: изменение окраски, выпадение и растворение осадка, появление характерного
запаха и т.д.
Недопустимо пользоваться «случайными» листочками бумаги: это может привести к
ненужной переписке и, кроме того, потере результатов экспериментов.
В отчете о лабораторной работе должны быть указаны:
1) дата выполнения работы;
2) название лабораторной работы;
3) номер и наименование опыта;
4) рисунок или схема прибора (если пользовались прибором);
5) последовательность выполнения работы (условия проведения и краткое описание
опыта);
6) наблюдаемые явления;
7) уравнения всех реакций, происходящих в опыте;
8) таблица с результатами наблюдений;
9) расчеты (если работа носит количественный характер);
10) графики;
11) ответы на поставленные вопросы;
12) выводы.
К графическому представлению экспериментальных данных предъявляются
следующие требования. График размером около половины тетрадного листа выполняют
карандашом на миллиметровой бумаге и вклеивают в лабораторный журнал.
Координатные оси располагают на расстоянии 1—1,5 см от края листа и не заканчивают
стрелками. Масштаб выбирают таким образом, чтобы график занимал все поле между
осями координат. При соединении экспериментальных точек следует учитывать не только
относительное их расположение, но и теоретические представления о виде (типе)
зависимости.
Правила техники безопасности при работе химической лаборатории
Работа в химической лаборатории требует особого внимания и обязательного
выполнения необходимых требований. Это связано с тем, что в лаборатории находятся
электрические приборы, едкие, ядовитые и огнеопасные вещества. Поэтому при работе в
лаборатории студенты должны строго соблюдать следующие правила техники
безопасности:
5
7
1. При выполнении всех работ в химической лаборатории следует соблюдать
осторожность.
2. В целях безопасности работать с малыми количествами реактивов.
3. Следует предохранять руки от пореза стеклом, ожогов горячими предметами и
концентрированными кислотами и щелочами.
4. Нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. Нюхать вещества следует, держа
отверстие пробирки с веществом на некотором расстоянии от лица, ниже уровня носа и
направляя струю газа или пара движением руки к себе.
5. Нагревать жидкость в пробирке следует постепенно, направляя отверстие пробирки в
сторону от своего и соседнего рабочего места, так как вследствие частичного перегрева
может произойти выбрасывание жидкости.
6. Нельзя наклоняться над пробиркой с кипящей жидкостью, а также над сосудом, в
котором смешивают какие-либо вещества, особенно жидкости. Наблюдать за ходом
реакции в стеклянном сосуде следует через его стенки.
7. При растворении кислот необходимо наливать кислоту в воду (как в случае с серной
кислотой), а не наоборот.
8. Все опыты с неприятно пахнущими и ядовитыми веществами следует проводить только
в вытяжном шкафу.
9. Весьма вредны пары ртути, поэтому пролитую ртуть нужно тщательно собрать и
обязательно сообщить об этом преподавателю. Поверхность, на которой была ртуть,
необходимо тщательно смочить раствором хлорида железа (III) с массовой долей 20 %.
10. Работу с эфиром, толуолом, спиртом и другими легковоспламеняющимися веществами
следует проводить вдали от огня.
11. Израсходованные или взятые в избытке реактивы нельзя выливать обратно в склянки
или раковины, их следует переливать в специально отведенные стеклянные емкости.
12. Нельзя путать пробки от склянок, а также пипетки для взятия реактивов.
13. Горячие пробирки и посуду необходимо ставить только на специальные подставки.
14. После работы в лаборатории обязательно вымойте руки.
15. При попадании реактива (особенно щелочи или кислоты) в глаза, на кожу или
одежду, прежде всего, смойте его большим количеством воды, а затем промойте
пораженные участки нейтрализующим средством.
16. При термических ожогах пораженное место смочите раствором таннина в спирте или
раствором перманганата калия с массовой долей 2 %.
17. При химических ожогах сильной струей воды удалите с кожи вещество, вызвавшее
ожог, сообщите преподавателю или лаборанту о несчастном случае.
РАЗДЕЛ 3. Содержательный компонент теоретического материала.
Лекция 1. Основные химические понятия и законы.
Введение. Задачи, стоящие перед химической наукой; отличительные особенности
изучения химии в вузе. Место химии в ряду наук о природе, ее связь с другими
естественнонаучными достижениями. Развитие "пограничных" наук.
1.1. Международная система единиц физических величин и ее применение в
неорганической химии. Основные единицы системы СИ. Масса, объем и плотность
вещества, давление, концентрация, энергетические величины.
1.2. Атомно-молекулярное учение. Современная система атомных масс. Изотопы и
изобары. Атомная масса и массовое число изотопа. Изотопный состав элемента. Простые
и сложные вещества. Молекулярная масса. Индивидуальные вещества и их смеси.
Химическая классификация чистоты веществ.
5
8
1.3. Стехиометрия химических реакций. Стехиометрические законы. Стехиометрические
уравнения. Моль - единица количества вещества. Эквивалент. Закон эквивалентов.
Способы выражения концентрации растворов.
1.4. Современная номенклатура неорганических веществ. Химические элементы. Простые
вещества. Ионы; различные классы соединений. Кислоты и их соли, оксиды. Комплексные
соединения.
Лекция 2. Основы строения вещества.
2.1. Строение атома. Понятие о квантовой механике.
2.2. Характеристика состояния электронов системой квантовых чисел, их физический
смысл. Атомные орбитали для s-, p-, d- состояний электронов.
2.3. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках.
Правило Хунда.
2.4. Последовательность энергетических уровней и подуровней
многоэлектронных атомах. Энергия ионизации, сродство к электрону.
электронов
в
2.5. Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атомов элементов. Современная
формулировка периодического закона. Структура периодической системы.
2.6. Заполнение электронных слоев и оболочек атомов. Периодическое изменение свойств
элементов (вертикальная, горизонтальная и диагональная периодичности). Атомные и
ионные радиусы, их зависимость от электронного строения и степени окисления.
2.7. Периодический закон как основа неорганической химии, его философское значение.
Лекция 3.Химическая связь.
3.1. Ковалентная связь. Метод валентных связей.
3.2. Электроотрицательность. Свойства ковалентной связи; направленность и
насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Механизм образования ковалентной связи
(обменный, донорно-акцепторный). Характеристика ковалентной связи: длина, прочность,
валентные углы.
3.3. Понятие о нахождении средней энергии связи в сложных молекулах. Эффективные
заряды атомов в молекулах. Дипольные моменты и строение молекул.
3.4. Основные положения метода валентных связей. Валентность элемента.
3.5. Ионная связь. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи.
Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Электростатическое взаимодействие
ионов. Кривая потенциальной энергии для ионной молекулы. Понятие о расчете энергии
ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной
структуры, заряда и радиуса иона. Влияние поляризации ионов на свойства вещества,
температуру плавления, термическую устойчивость.
5
9
3.6. Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных сил. Энергия
межмолекулярного взаимодействия. Взаимодействие между полярными и неполярными
молекулами: ориентационное индуктивное, дисперсионное (силы ван-дер-Ваальса).
3.7. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная, симметричная и
асимметричная водородная связь. Энергия и длина связи. Влияние водородной связи на
свойства вещества (температуру плавления, кипения, степень диссоциации в водном
растворе и др.).
3.8. Строение вещества в конденсированном состоянии. Твердое, жидкое, газообразное,
плазменное состояния; их особенности. Типы кристаллических решеток (атомная,
молекулярная, ионная, металлическая). Природа связи между частицами в различных
типах кристаллических решеток. Нестехиометрические соединения. Дальтониды и
бертоллиды.
Лекция 4-5. Химическая термодинамика.
1. Элементы химической термодинамики. Функции состояния. Понятие о химической
термодинамике.
2.Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл.
3.Термохимия зкзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения.
4. Понятие о стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования веществ.
5. Закон Гесса и его следствия. Применение закона Гесса для вычисления энтальпий
химических реакций, энергий связей в молекулах, энтальпий атомизации, энтальпий
сгорания, энтальпий растворения и др.
6 Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии
в различных процессах. Использование справочных данных для расчета характеристик
различных процессов.
7. Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа
химического равновесия (Кр, Кс, Ка).
8. Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией. Изменение энергии Гиббса как
характеристика равновесного состояния. Связь стандартного изменения энергии Гиббса с
константой равновесия.
9. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Использование справочных данных
для расчета стандартного изменения энергии Гиббса и константы химического
равновесия. Связь изменения энергии Гиббса со стандартным изменением этой величины.
10. Критерий самопроизвольности процессов. Смещение химического равновесия.
Принцип Ле-Шателье-Брауна. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов
на химическое равновесие.
Лекция 6. Химическая кинетика.
6
0
6.1. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости
химической реакции. Порядок и молекулярность химических реакций.
6.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической
реакции от температуры.
6.3.Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
6.4. Гомогенный и гетерогенный катализ.
6.5. Гомогенные и гетерогенные равновесия. Константа равновесия на примерах
образования азота ( II ) в двигателях внутреннего сгорания и очистки природного
газа от серы до сжигания (безотходные технологии переработки сырья).
6.6. Правило Ле – Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы
состояния воды.
Лекция 7-8. Истинные растворы.
1 Общие сведения о растворах. Твёрдые и жидкие растворы.
2. Водные и неводные растворители.
3. Энергетика процессов растворения.
4.Зависимость растворения от температуры на примерах растворения CO2, О2 в воде.
Зависимость растворения от природы и свойств растворителя на примерах
растворения ртути;
5. Растворы неэлектролитов. Процессы, сопровождающие образование жидких истинных
растворов. Краткая характеристика межмолекулярных взаимодействий в растворах.
6. Закон Рауля. Идеальные и реальные растворы. Активность. Коэффициент активности
как мера отклонения свойств компонента от поведения в идеальном растворе.
7. Кипение и отвердевание растворов. Эбулиоскопия и криоскопия.
8. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант – Гоффа;
Лекция 9. Гидролиз солей.
9.1 Ионное произведение воды. Водородный показатель.
9.2 Буферные растворы. Карбонатная буферная система Мирового океана. Буферные
системы в почвах.
9.3 Гидролиз водных растворов солей.
9.4 Константа и степень гидролиза на примерах использования солей железа и
алюминия для очистки сточных вод от взвешенных частиц.
9.5 Труднорастворимые электролиты. Произведение растворимости.
7.6 Условия осаждения и растворения осадка – на примерах реакций связывания
углерода и фосфора в природе.
6
1
Лекция 10. Растворы электролитов.
10.1. Растворы электролитов. Типы электролитов.
10.2. Ассоциированные и неассоциированные электролиты. Теория электролитической
диссоциации Аррениуса. Сольватация ионов и молекул.
10.3. Определение степени диссоциации слабого электролита в растворе на основе
измерений электропроводности.
10.4. Константа диссоциации; закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация
слабых электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого
электролита в растворе.
10.5. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его
кристаллов. Кривая растворимости.
10.6.Произведение растворимости; условия осаждения и растворения малорастворимого
электролита.
Лекция 11-12. Дисперсные системы.
1. Основные особенности коллоидного состояния материи, классификация коллоидных
систем, понятие о дисперсности. Основные положения термодинамики поверхностных
явлений. Признаки объектов коллоидной химии.
2. Получение коллоидных систем: конденсация и диспергирование, химические способы
получения.
3.Классификация дисперсных систем.
4. Коллоидные растворы. Строение мицеллы.
5.Молекулярно-кинетические и оптические свойства коллоидных систем. Броуновское
движение, диффузия, распределение коллоидных частиц в гравитационном поле,
седиментация.
Осмотические
свойства.
Закономерности
светорассеяния
и
светопоглощения, явление Тиндаля.
6. Поверхностные явления в дисперсных системах. Избыточная поверхностная энергия и
поверхностное натяжение на границе раздела фаз, уравнение Гиббса.
7. Виды сорбции. Адсорбция и связь ее с поверхностным натяжением, поверхностноактивные вещества. Адсорбция из газовой фазы, изотерма Ленгмюра, строение
адсорбционного слоя на границе раствор–газ. Адсорбция из растворов, обменная
адсорбция, избирательная адсорбция, смачивание, флотация.
8.Устойчивость коллоидных систем. Агрегативная и седиментационная устойчивость.
Факторы стабилизации дисперсных систем.
9. Коагуляция коллоидных систем. Факторы, вызывающие коагуляцию, коагуляция
электролитами. Теории коагуляции: адсорбционная и электростатическая.
6
2
10. Микрогетерогенные системы. Эмульсии. Пены. Аэрозоли, Дымы и туманы.
11. Гели и студни. Явления синерезиса. Примеры образования плотной дымки,
окутывающей
промышленные
города; реакций, описывающих
процессы
при
возникновении химического и фотохимического смога. (Аэрозоли и загрязнение ОС:
аэрозольный эффект, химический и фотохимический смоги.)
Лекция 13-14. Окислительно-восстановительные свойства веществ.
1. Окислительно-восстановительные реакции.
2. Важнейшие окислители и восстановители.
3. Окислительно-восстановительные
периодический закон.
свойства
элементов
и
их
соединений
и
4. Классификация реакций окисления-восстановления. Составление уравнений реакций
окисления-восстановления.
5. Окислительно-восстановительный эквивалент.
6. Понятие об электродных потенциалах. Стандартные электродные потенциалы, э.д.с.
окислительно-восстановительной реакции. Электродный потенциал. Ряд напряжений
металлов. Уравнение Нерста.
7. Электролиз. Вычисление стандартного изменения энергии Гиббса окислительновосстановительных реакции на основе данных э.д.с.
8.Гальванические элементы. Электролиз расплавов и водных растворов и солей.
9. Инертные и активные электроды. Примеры использования олова, цинка и магния
для защиты железа от коррозии.
Лекция 15. Комплексные соединения.
15.1. Химия комплексных соединений. Общие сведения о комплексных соединениях.
15.2 Комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя
сфера комплексного соединения.
15.3 Классификация комплексов.
15.4
Влияние
комплексообразования
комплексообразователи и лиганды.
на
растворение.
Важнейшие
15.5 Номенклатура комплексных соединений.
15.6 Изомерия комплексов. Константа нестойкости комплексного иона.
15.7 Примеры реакций образования и распада окси - и карбоксигемоглобина.
Воздействие СО на человека и животного. Токсичность. ЛД 50, ПДК.
РАЗДЕЛ 4. Словарь терминов (Глоссарий).
Химия — наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях.
Химическая реакция — превращение одних веществ в другие вещества.
6
3
Атом — электронейтральная частица, в центре которой находится положительно
заряженное ядро, а остальное пространство занято облаками отрицательно заряженных
электронов. Атом является наименьшей частицей химического элемента, носителем его
химических свойств.
Химический элемент — совокупность атомов с определенным зарядом ядра Z. Заряд
ядра равен порядковому номеру элемента в периодической системе химических элементов
Д. И. Менделеева.
Относительная атомная масса (Аr) — число, которое показывает, во сколько раз масса
атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.
Относительная молекулярная масса (Мг) — это число, которое показывает, во сколько
раз масса молекулы (формульной единицы) данного вещества больше 1/12 части массы
атома изотопа углерода 12С.
Моль — единица количества вещества. Моль — количество вещества, содержащее
~ 6,02 • 1023 молекул (если вещество состоит из молекул) или = 6,02 • 1023 атомов (если
вещество состоит из атомов).
Число Авогадро (NA) — постоянная, показывающая число молекул (атомов) в одном
моле любого вещества:
NA = 6,02 • 1023 моль-1
Молярная масса вещества (М) — масса одного моля вещества. Молярная масса
вещества в г/моль численно равна относительной молекулярной массе.
Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях
(температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Молярный объем газа (Ум) — объем одного моля газа, который при нормальных
условиях (273 К и 101,3 кПа) равен 22,4 л (VM° =22,4 л/моль).
Относительная плотность газа X по газу Y — отношение плотности газа X к плотности
газа Y, которое равно отношению молекулярных или молярных масс соответствующих
газов.
Массовая доля химического элемента X в сложном веществе — отношение
суммарной массы атомов элемента X к массе молекулы сложного вещества.
Массовая доля данного вещества (компонента) в смеси веществ — отношение массы
компонента к массе смеси.
Объемная доля газа X в смеси газов — отношение объема газа X к объему смеси газов.
Простейшая (эмпирическая) формула вещества — формула, которая показывает
простейшие целочисленные соотношения чисел атомов разных элементов в данном
веществе (например, простейшей формулой глюкозы С6Н12О6 является СН2О).
Молекулярная (истинная) формула вещества — формула, показывающая реальное
число атомов в молекуле вещества (или в его формульной единице, если речь идет о
ионных соединениях).
Закон сохранения массы веществ: общая масса всех веществ, вступивших в
химическую реакцию, равна общей массе всех продуктов реакции.
Химическое уравнение (уравнение реакции) — письменное выражение химической
реакции, в котором указываются формулы исходных веществ и продуктов реакции, а
также коэффициенты перед формулами, которые подбираются так, чтобы число атомов
каждого элемента в левой и в правой частях уравнения
было одинаковым.
Коэффициенты в уравнении реакции — числа, которые показывают мольные
соотношения участвующих в реакции веществ (например, для реакции 2А1 + ЗС1 2 =
2А1С13 соотношение чисел молей п(А1) : п(С12) : А1С13) = 2:3:2).
Выход продукта реакции (массовая доля выхода) — отношение практически
полученной массы (числа молей) вещества к массе (числу молей), теоретически
рассчитанной по уравнению реакции.
6
4
Элементарные частицы — общее название протонов, нейтронов и электронов, т. е.
частиц, из которых состоят атомы.
Нуклоны — общее название протонов и нейтронов, т. е. 'частиц, из которых состоят ядра
атомов.
Массовое число атома (А) — сумма числа протонов и нейтронов в данном атоме.
Изотопы — атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа.
Атомная орбиталь — часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения
электрона составляет примерно 90%. В центре каждой орбитали находится ядро атома.
Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь.
Энергетический уровень атома — совокупность орбиталей, близких по размеру и
энергии и характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа л. Для
первого уровня п = 1, для второго — 2, для третьего — 3 и т. д. Число орбиталей на
каждом уровне равно п (1 орбиталь на первом уровне, 4 - на втором, 9 - на третьем и т. д.).
Электронный слой атома — совокупность электронов, находящихся на одном
энергетическом уровне.
Энергетический подуровень атома — совокупность орбиталей, находящихся на одном
энергетическом уровне и имеющих одинаковую геометрическую форму. Число
подуровней на энергетическом уровне равно его главному квантовому числу.
s-Подуровень — подуровень, состоящий из одной шарообразной s-орбитали. На каждом
энергетическом уровне имеется один
s-подуровень.
р-Подуровень — подуровень, состоящий из трех гантелеоб-разных р-орбиталей,
расположенных вдоль осей пространственной системы координат. На каждом
энергетическом уровне, кроме первого, имеется по одному р-подуровню.
d-Подуровень — подуровень, состоящий из пяти d-орбиталей. Все уровни, кроме первого
и второго, содержат d-подуровень.
f-Подуровень — подуровень, состоящий из семи f-орбиталей. Все уровни, кроме первого,
второго и третьего, содержат f-подуровень.
Спин электрона — характеристика электрона, связанная с его вращением вокруг своей
оси. Электрон может вращаться по часовой стрелке (спин + 1/2) или против часовой
стрелки (спин -1/2). Согласно принципу Паули, на одной орбитали может находиться либо
один электрон со спином +1/2 или -1/2 (такой электрон, называется неспаренным), либо
максимально два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами (такие
электроны называются спаренными).
Принцип наименьшей энергии — принцип, в соответствии с которым электроны
заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Порядок
заполнения подуровней: Is — 2s — 2р — 3s — Зр — 4s — 3d —4р — 5s — 4d — 5р —6s — 4f — 5d — 6p — 7s — 5f — 6d. Другие подуровни в атомах известных элементов не
заполняются.
Правило Гунда определяет порядок заполнения орбиталей,находящихся на одном
подуровне. Согласно этому правилу, электроны заполняют орбитали одного подуровня
таким образом, чтобы число неспаренных электронов было максимальным, причем эти
электроны должны иметь параллельные спины.
Основное (невозбужденное) состояние атома — состояние, соответствующее принципу
наименьшей энергии и правилу Гунда.
Периодический закон Д. И. Менделеева: свойства элементов и образуемых ими
соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома, или
порядкового номера элемента. Периодичность изменения свойств элементов обусловлена
тем, что при увеличении порядкового номера последовательно увеличивается общее
число электронов в атомах элементов, а число электронов на внешнем электронном слое
периодически повторяется.
6
5
Период в периодической системе — последовательность расположенных в порядке
возрастания заряда ядра элементов, в атомах которых электроны заполняют одинаковое
число энергетических уровней. Это число равно номеру периода.
Главная подгруппа (подгруппа А) в периодической системе — вертикальный ряд
элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем слое. Это
число равно номеру группы.
s-Элементы — элементы, в атомах которых последним заполняется электронами sподуровень внешнего электронного слоя. s-Элементами являются первые два элемента
каждого периода.
р-Элементы — элементы, в атомах которых последним заполняется электронами рподуровень внешнего электронного слоя. р-Элементами являются последние шесть
элементов 2—6 периодов.
d-Элементы (переходные элементы) — элементы, в атомах которых последним
заполняется электронами d-подуровень пред-внешнего электронного слоя. d-Элементами
являются элементы всех побочных подгрупп (подгрупп В).
Электронный октет — конфигурация внешнего слоя атомов благородных газов,
включающая 8 электронов (ns2np6).
Металличность элемента — способность его атомов отдавать электроны.
Неметалличность элемента — способность его атомов присоединять электроны.
Электроотрицательность элемента — количественный критерий металличности и
неметалличности, характеризующий способность атома данного элемента притягивать к
себе электроны, участвующие в образовании химической связи с другим атомом.
Химическая связь — силы, которые обусловливают связывание атомов.
Ковалентная связь — химическая связь, обусловленная образованием общих
электронных пар, т. е. перекрыванием электронных облаков (орбиталей).
Валентность элемента — число ковалентных связей, образуемых атомом данного
элемента с другими атомами в данной молекуле.
Одинарная (простая) связь — ковалентная связь, образованная одной общей
электронной парой.
Кратные связи — связи, образованные двумя или тремя общими электронными парами
(соответственно, двойная и тройная связи).
Неполярная связь — ковалентная связь между атомами с одинаковой
электроотрицательностью; характеризуется симметричным распределением электронной
плотности между ядрами атомов. Как правило, реализуется в молекулах простых веществ
(Н2, N2, Gla и др.).
Полярная
связь
—
ковалентная
связь
между
атомами
с
разной
электроотрицательностью; при образовании этой связи электронная плотность смещается
к более электроотрицательному атому.
Диполь — система из двух разноименных зарядов, находящихся на определенном
расстоянии друг от друга.
Возбужденное состояние атома — это состояние с более высокой энергией, чем
основное состояние; возникает в результате перехода электронов с одного подуровня на
другой подуровень, имеющий большую энергию.
Гибридизация атомных орбиталей — это смешение атомных орбиталей (электронных
облаков) различного типа (например, s-и р-орбиталей), в результате которого образуются
одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали (например: sp, sp2, sp3op-битали).
Донорно-акцепторная (координационная) связь — ковалентная связь, образующаяся в
результате перекрывания орбитали с неподеленной парой электронов атома-донора и
свободной орбитали атома-акцептора.
Ионная связь — связь, обусловленная электростатическим притяжением между
положительно заряженными ионами (катионами) и отрицательно заряженными ионами
6
6
(анионами). Простейшие примеры ионных соединений — соединения, образуемые атомами типичных металлов и типичных неметаллов (NaCt, KF, СаО и др.).
Металлическая связь — связь между всеми катионами металлов и всеми свободными
электронами в кристаллической решетке простых веществ-металлов.
Степень окисления элемента — это реальный (в случае ионных соединений) или
условный (в случае ковалентных соединений) заряд атома данного элемента в данном
соединении.
Гидратация в растворах — взаимодействие частиц растворяемого вещества с
молекулами воды, не связанное с разрушением этих молекул.
Гидратированные ионы — ионы, связанные с молекулами воды.
Электролитическая диссоциация (ионизация) — процесс распада ионных соединений
или соединений с ковалентной полярной связью на ионы; происходит в водных растворах
и в расплавах.
Электролиты — вещества, которые в водных растворах и в расплавах диссоциируют на
ионы.
Степень электролитической диссоциации — отношение числа молекул, распавшихся
на ионы, к общему числу растворенных молекул.
Сильные электролиты — вещества, которые в водных растворах полностью
распадаются на ионы (степень диссоциации равна 1).
Слабые электролиты — вещества, которые в водных растворах лишь частично
распадаются на ионы (степень диссоциации меньше 1).
Аллотропия — явление образования нескольких простых веществ атомами одного и того
же химического элемента.
Оксиды — соединения двух элементов, один из которых кио лород в степени окисления 2 (СаО, СО2, Р2О5 ).
Пероксиды — соединения водорода и некоторых металлов с кислородом в степени
окисления -1 (Н2О2, Na2O2, CaO2 и др.).
Гидроксиды (гидраты оксидов) — продукты прямого или косвенного соединения
оксидов с водой. Делятся на три типа: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды.
Основания (основные гидроксиды) — электролиты, которые при диссоциации образуют
катионы металлов и только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН- (NaOH, Ca(OH)2,
Bi(OH)3 и др.).
Основные оксиды — оксиды, гидраты которых являются основаниями (Na2O, CaO, Bi2O3
и др.).
Кислоты — электролиты, которые при диссоциации образуют только катионы водорода
Н+ и анионы кислотных остатков (H2SO4, HNO3, HC1O4 и др.).
Кислотные оксиды — оксиды, гидраты которых являются кислотами (кислотными
гидроксидами) (SO3, NOO5, С12О7 и др.).
Амфотерные гидроксиды — электролиты, способные диссоциировать как по типу
оснований, так и по типу кислот (Zn(OH)2, А1(ОН)3 и др.).
Амфотерные оксиды — оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами
(ZnO, A12O3 и др.).
Солеобразующие оксиды — общее название основных, кислотных и амфотерных
оксидов, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или с основаниями.
Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды — оксиды, которые не
образуют ни гидратов, ни солей (N2O, NO, CO, SiO).
Кислотность основания — число гидроксидных групп в молекуле (формульной единице)
основания.
Щелочи — растворимые в воде основания. Наиболее известными щелочами являются
гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, Ca(OH)2 и др.).
Основность кислоты — число атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут
отщепляться в виде ионов Н+.
6
7
Кислородсодержащие кислоты — гидраты кислотных оксидов (H2SO4, HNO3, H3PO4 и
др.).
Бескислородные кислоты — водные растворы газообразных нодородных соединений
некоторых неметаллов (НС1, HBr, H2S и
др.).
Реакция нейтрализации — взаимодействие между кислотой и основанием, в результате
которого образуются соль и вода (например: НС1 + NaOH=NaCl + Н2О). Реакции
нейтрализации относятся к типу реакций обмена.
Реакции обмена — реакции, в ходе которых исходные сложные вещества обмениваются
своими составными частями и образуют новые сложные вещества; происходят без
изменения степеней окисления элементов.
Нормальные (средние) соли — продукты полного замещения атомом водорода в
молекулах кислот атомами металла или продукты полного замещения гидроксидных
групп в молекулах оснований кислотными остатками (NaCl, FeBr3, A12(SO4)3 и др.).
Кислые соли — продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах
многоосновных кислот атомами металла (NaHCO3, CaHPO4, Са(Н2РО4)2 и др.).
Основные соли — продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах
многокислотных оснований кислотными остатками (CuOHCl, A1(OH)2NO3 и др.).
Смешанные соли — соли, состоящие из катионов одного металла и анионов двух
различных кислотных остатков (PbFCl, Са(С1О)С1 и др.).
Двойные соли — соли, состоящие из катионов двух различных металлов (аммония) и
анионов одной кислоты (KA1(SO4)2, NH4Fe(SO4)2 и др.).
Комплексные соли — соли, состоящие из катионов металла и комплексных анионов
(K4[Fe(CN)6] , Na2[PtCl6] и др.) или из комплексных катионов и анионов кислотных
остатков.
РАЗДЕЛ 5. Практикум по решению задач (практических ситуаций) по
темам лекций.
5.1 Алгоритмы решения задач
Алгоритм 1. Метод суммарного уравнения параллельных реакций
1. Написать, что дано и что необходимо найти.
2. Написать схемы параллельных реакций, расставить коэффициенты.
3. Написать суммарное уравнение:
– только химические формулы задействованных веществ с соответствующими
коэффициентами;
– коэффициенты перед одинаковыми химическими формулами суммируются.
Пример1. Некоторое количество углеводорода состава CnH2n–2 дает с избытком хлора 21,0
г тетрахлорида. То же количество углеводорода с избытком брома дает 38,8 г
тетрабромида. Напишите молекулярную формулу всех его возможных изомеров.
а) п. 1. Дано:
CnH2n–2,
M(CnH2n–2Cl4) = 21,0 г,
M(CnH2n–2Br4) = 38,8 г. Найти: химическая формула – ?
б) п. 2.
CnH2n–2 + 2Сl2 = CnH2n–2Сl4,
CnH2n–2 + 2Br2 = CnH2n–2Br4.
6
8
в) п. 3.
Обозначим M(CnH2n–2) = Z.
Решаем полученную пропорцию: 21/(Z + 142) = 38,8/(Z + 320), Z = 68.
Найдем индекс n: M(CnH2n–2) = 12n + 2n – 2,
12n + 2n – 2 = 68, n = 5.
Ответ. С5Н8.
Алгоритм 2. Насыщенные растворы
1. Записать, что дано и что необходимо найти.2. Составить первую пропорцию, используя
определение коэффициента растворимости Краств3. Составить вторую пропорцию, исходя
из первой и данных задачи:
Решить пропорцию относительно х. Записать ответ (при решении обратных задач
составляется такая же схема)Для газов растворимость понижается при нагревании.
Растворимость (коэффициент растворимости Kраств) – количество вещества (в г), которое
может раствориться в 100 г растворителя при определенной температуре, образуя
насыщенный раствор.
Пример 1. Коэффициент растворимости соли при температуре 50 °С равен 40 г, при
температуре 10 °С составляет 15 г. Определите массу осадка, полученного при
охлаждении насыщенного при температуре 50 °С раствора массой 70 г до температуры
10 °С.
а) п. 1. Дано:
Kраств(соли) при t = 50 °С – 40 г,
Kраств(соли) при t = 10 °С – 15 г,
m(насыщ. р-ра) при t = 50 °С – 70 г.
Найти: m (осадка) при 10 °С – ?
б) п. 2.
в) п. 3.
6
9
Ответ. m(осадка) при охлаждении равна 12,5 г.
Пример 2. При н. у. в воде массой 100 г растворяется хлороводород объемом 50,5 л. При
температуре 50 °С и нормальном давлении коэффициент растворимости хлороводорода
равен 59,6 г. Насыщенный при температуре 0 °С раствор HCl массой 40 г нагрели до
температуры 50 °С. Определите массу полученного раствора.
а) п. 1. Дано:
V(HCl) = 50,5 л (н. у.),
Kраств(HCl) = 59,6 г (50 °С, 1 атм),
m(насыщ. р-ра) = 40 г (0 °С).
Найти: m(р-ра HCl) – ?
б) п. 2.
в) п. 3.
5 г HCl улетучится при нагревании. Ответ. m(полученного р-ра HCl) = 40 – 5 = 35 г.
Пример 3. В воде массой 100 г растворяется при температуре 30 °С бромид аммония
массой 81,8 г. При охлаждении насыщенного при температуре 30 °С раствора NH4Br
массой 300 г до температуры 0 °С выпадает в осадок соль массой 36,8 г. Определите,
какая масса бромида аммония может быть растворена в воде массой 100 г при t = 0 °С.
а) п. 1. Дано:
Kраств = 81,8 г (30 °С),
m(насыщ. р-ра) = 300 г (30 °С),
m(осадка) = 36,8 г (0 °С).
Найти: K'раств(0 °С) – ?
б) п. 2.
7
0
Ответ. K'раств(0 °С) = 59,5 г.
Алгоритм 3.
Расстановка коэффициентов методом полуреакций
(электронно-ионный баланс)
1. В уравнении окислительно-восстановительной реакции определить элементы, которые
меняют степень окисления.
2. Составить электронно-ионный баланс с учетом среды:
– малодиссоциирующие вещества, недиссоциирующие вещества на ионы не расписывают;
– в кислой среде в реакции могут участвовать Н+ и Н2О;
– в щелочной среде – ОН– и Н2О;
– в нейтральной среде – Н2О, Н+ и ОН–.
3. Записать сокращенное ионное уравнение согласно электронно-ионному балансу:
– суммировать процессы окисления и восстановления с учетом равенства электронов в
этих процессах;
– сократить справа и слева в химическом уравнении одинаковые ионы, молекулы.
4. Записать уравнение в молекулярной форме по ионному уравнению, дописать формулы
веществ, которые в электронно-ионном балансе не были задействованы.
5. Проверить коэффициенты в молекулярном уравнении.
Пример 4. Расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса:
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = S Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4.
а) п. 1.
б) п. 2.
в) п. 3.
7
1
г) п. 4, п. 5. Ответ. 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4.
http://him.1september.ru/
РАЗДЕЛ 6. Изменения в рабочей программе, которые произошли после
утверждения программы.
Характер
изменений в
программе
Номер и дата
протокола заседания
кафедры, на котором
было принято
данное решение
Подпись заведующего
кафедрой,
утверждающего
внесенное изменение
Подпись декана
факультета (проректора
по учебной работе),
утверждающего данное
изменение
РАЗДЕЛ 7. Учебные занятия по дисциплине ведут:
Ф.И.О., ученое звание и степень
преподавателя
Сагайдачная В.В., кандидат пед.
наук, доцент кафедры биологии
и химии
Сагайдачная В.В., кандидат пед.
наук, доцент кафедры биологии
и химии
Учебный
год
2009/2010
2010/2011
Факультет
Специальность
Естественногеографический
020201- Биология
ЕФКиБЖД
020201 Биология
7
2