ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального
образования
«Мурманский государственный педагогический университет»
(МГПУ)
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
ЕН.Ф.04.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Основная образовательная программа подготовки специалиста по
специальности (специальностям)
032400 «Биология-География», 050102 «Биология»
Утверждено на заседании
кафедры биологии и химии
естественно-экологического факультета
(протокол № 14 от 17 апреля 2008 г.)
Зав. кафедрой
__________________ Харламова М.Н.
РАЗДЕЛ 1. Программа учебной дисциплины.
1.1 Автор программы: Сагайдачная В.В., старший преподаватель
кафедры биологии и химии ЕГФ МГПУ.
1.2 Рецензенты:
Луппова Е.Н., кандидат биол. наук, доцент кафедры биологии и химии ЕГФ
МГПУ.
Лештаев А.А., кандидат биол. наук, доцент кафедры географии и экологии
ЕГФ МГПУ.
1.3 Пояснительная записка
При изучении курса «Неорганическая химия» студенты-биологи
получают современное научное представление строении, свойствах,
получении металлических и неметаллических элементов и их соединений. В
курсе неорганической химии рассматриваются современные представления о
действии химических соединений на организм человека и природные
экосистемы, о биогеохимических циклах важнейших химических элементов;
рассматриваются основные характеристики некоторых наиболее важных
технологических процессов и основные области применения химических
соединений в промышленности, в медицине, в быту. В программе уделяется
много внимания веществам, наиболее часто встречающимся лабораторной
практике, а также веществам - загрязнителям окружающей среды.
Рассматриваются токсические свойства этих веществ, приёмы безопасной
работы с ними, основные экологические проблемы, связанные с химическим
загрязнением ими окружающей среды. Студенты-биологи знакомятся с
экологическими аспектами действия тяжелых металлов, оксидов углерода,
азота, серы, радиоактивных изотопов, знакомятся современными
представлениями о биологической роли ионов металлов.
Изучение металлических и неметаллических элементов и их соединений
начинается с общей характеристики их на основе положения в
Периодической системе Д.И.Менделеева и строении атома, что, с одной
стороны, способствует развитию у студентов химического мышления, а не
простому механическому запоминанию многочисленных свойств веществ без
связи и системности, а с другой стороны, позволяет взглянуть на изучаемые
явления более широко и дать им более строгое научное обоснование.
Большое место при изучении свойств веществ уделяется зависимости
кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств элементов от
их степени окисления в конкретных соединениях. Это даёт возможность
использовать наиболее общие закономерности в прогнозировании свойств
элементов и их соединений.
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
2
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).
На развитие исследовательских навыков, химического мышления,
направлены практические и лабораторные занятия.
По завершению изучения курса неорганической химии студенты
должны знать:
 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 окислительновосстановительных процессов, а также реакций, происходящих в
растворах;
 биогеохимические циклы важнейших химических элементов;
 механизмы
протекания
химических
реакций
с
участием
неорганических соединений, их роли в биологических процессах и
процессах протекающих в окружающей среде;
 действие химических соединений на организм человека и природные
экосистемы;
должны уметь:
 составлять химические формулы и уравнения, с использованием
степени окисления и валентности;
 делать расчеты по уравнениям реакций;
 характеризовать генетическую взаимосвязь классов неорганических
соединений;
 характеризовать химические реакции с точки зрения химической
кинетики и термодинамики, возможности протекания процесса;
 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
Химия биогенных элементов: неметаллов IV-VII
140
главных подгрупп, металлов I-III главных подгрупп.
Биогенные
элементы
побочных
подгрупп
Периодической системы. Радиоактивные элементы.
1.5 Объем дисциплины и виды учебной работы:
3
№
Шифр и
п/п
наименование
1
I
88
60
30
10
20
28
Вид
итогового
контроля
(форма
отчетности)
ЭКЗАМЕН
1
I
88
60
30
10
20
28
ЭКЗАМЕН
Курс Семестр
Трудо-
специальности
1.
2.
050102 –
«БИОЛОГИЯ»
032400 –
«БИОЛОГИЯ ГЕОГРАФИЯ»
Виды учебной работы в часах
ёмкость
Всего
ауд.
ЛК
ПР/
СМ
ЛБ
Сам.
раб.
1.6 Содержание дисциплины.
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное
распределение учебного времени:
№
п/п
Количество часов
032400 -«БИОЛОГИЯ -ГЕОГРАФИЯ»
Наименование раздела, темы
Всего
ауд.
050102 – «БИОЛОГИЯ»
ПР/С
Сам.
ЛК
ЛБ
М
раб.
1.
Водород и кислород.
6
2
2
2
2
2.
Галогены и их соединения.
6
2
2
2
4
3.
Сера, селен, теллур.
6
4
-
2
2
4.
Азот, фосфор. Их соединения.
8
4
2
2
4
5.
IV группа элементов.
Общие свойства металлов.
Сплавы.
Щелочные металлы.
Главная подгруппа второй
группы.
Алюминий и хром.
8
4
2
2
2
6
4
2
4
4
2
2
2
4
2
2
2
4
2
10. Семейство железа.
11. Благородные газы. Платиновые
металлы.
ВСЕГО
4
2
2
2
4
2
2
2
60
30
20
28
6.
7.
8.
9.
2
10
2
1.6.2 Содержание разделов дисциплины.
ТЕМА 1. ВОДОРОД И КИСЛОРОД.
Водород в природе. Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.
Физические и химические свойства водорода. Применение водорода. Пероксид водорода.
Физические и химические свойства. Применение.
4
Кислород в природе. Характеристика состава воздуха. Получение, физические и
химические свойства кислорода. Биогеохимический круговорот кислорода.
Озон. Превращения озона в кислород и взаимодействия оксида азота (II) с озоном.
Озоновые дыры. Озонирование питьевой воды.
ТЕМА 2. ГАЛОГЕНЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ.
Общая характеристика галогенов. Галогены в природе. Физические свойства
галогенов. Химические свойства галогенов. Получение (лабораторные и промышленные
методы) и применение галогенов. Соединения галогенов с водородом и кислородом их
физические и химические свойства. Хлорирование питьевой воды.
РАЗДЕЛ 3. СЕРА, СЕЛЕН, ТЕЛЛУР.
Сера в природе. Получение серы. Физические и химические свойства серы.
Применение серы. Сероводород, получение, физические и химические свойства,
применение. Сульфиды, получение, физические и химические свойства, применение.
Диоксид серы, получение, физические и химические свойства, применение. Сернистая
кислота, получение, физические и химические свойства, применение. Триоксид серы,
получение, физические и химические свойства, применение. Серная кислота, получение,
физические и химические свойства, применение.
Круговорот серы и факторы,
влияющие на него. Кислотные дожди. Факторы, вносящие вклад в кислотность атмосферы. Примеры процессов, протекающих при очистке дымовых газов от оксида серы (IV)
аммиаком.
Селен, получение, физические и химические свойства, применение, его соединения и
их свойства. Теллур, получение, физические и химические свойства, применение.
ТЕМА 4. АЗОТ, ФОСФОР, ИХ СОЕДИНЕНИЯ.
Азот в природе. Получение и свойства азота. Аммиак. Соли аммония. Получение
аммиака. Оксиды азота. Азотистая кислота, химические свойства. Азотная кислота,
химические свойства. Фосфор в природе. Получение и свойства фосфора. Соединения
фосфора с водородом и галогенами. Оксиды и кислоты фосфора. Круговороты азота и
фосфора и факторы, влияющие на них. Реакций связывания фосфора в природе.
Фосфорные удобрения.
ТЕМА 5. IV ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ.
Углерод в природе. Аллотропные модификации углерода. Химические свойства
углерода. Карбиды. Диоксид углерода, угольная кислота, их получение и химические
свойства. Оксид углерода (II). Соединения углерода с серой и азотом. Реакций связывания
углерода в природе. Биогеохимический круговорот углекислого газа.
Кремний в природе. Получение и свойства кремния. Соединения кремния с
водородом и галогенами. Диоксид кремния, его химические свойства. Кремниевые
кислоты и их соли. Стекло, керамика, цемент. Олово, свинец.
РАЗДЕЛ 6. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.
Физические и химические свойства металлов. Электронное строение металлов,
изоляторов и полупроводников. Кристаллическое строение металлов. Добывание
металлов из руд. Получение металлов высокой чистоты. Диаграммы строения
металлических систем.
Проблемы загрязнения природных объектов тяжелыми металлами. Миграция
тяжелых металлов. Ряд токсичности металлов для различных организмов.
ТЕМА 7. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ.
5
Щелочные металлы в природе. Получение и свойства щелочных металлов. Натрий,
физические и химические свойства, получение, применение. Калий, физические и
химические свойства, получение, применение.
ТЕМА 8. ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА II ГРУППЫ.
Магний, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение. Кальций, нахождение в природе, получение, физические и химические
свойства, применение. Жесткость воды и методы ее устранения.
Реакции известкования почвы и воды (нейтрализация загрязнителей в ОС).
ТЕМА 9. АЛЮМИНИЙ И ХРОМ.
Алюминий и хром, нахождение в природе, получение (лабораторные и
промышленные методы), физические и химические свойства, применение. Оксиды азота
и хрома, нахождение в природе, получение (лабораторные и промышленные методы),
физические и химические свойства, применение.
ТЕМА 10. СЕМЕЙСТВО ЖЕЛЕЗА.
Железо. Нахождение в природе. Физические свойства железа. Диаграмма
состояния железо-углерод. Производство чугуна и стали. Сплавы железа. Химические
свойства железа. Соединения железа и их свойства.
ТЕМА 11. БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ. ПЛАТИНОВЫЕ МЕТАЛЛЫ.
Общая характеристика благородных газов. Гелий, нахождение в природе,
получение, применение, физические и химические свойства. Общая характеристика
платиновых металлов. Платина, палладий, иридий, нахождение в природе, получение,
применение, физические и химические свойства.
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения.
№
Тема
1. Водород и
кислород.
2. Галогены и их
соединения.
Кол-во
Задания для самостоятельного изучения часов Форма контроля
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Оксиды и гидриды. Нахождение в
природе. Озон. Перекись водорода.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Галогены, их соединения, состав,
свойства.
Кислородсодержащие
соединения галогенов. Физические и
химические свойства. Применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
2
4
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
Проверка
заполнения
таблицы,
решений задач и
упражнений
6
3. Сера, селен,
теллур.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Сера и ее соединения: сероводород,
оксиды серы, серная и сернистая
кислоты и их соли. Получение и
применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
4. Азот, фосфор. Вопросы для
самостоятельного
Их соединения. изучения:
. Соли аммония. Оксиды азота.
Азотистая
кислота,
химические
свойства,
получение
применение.
Нитриты. Нитраты.
Получение и свойства фосфора.
Соединения фосфора с водородом и
галогенами.
Оксиды
и
кислоты
фосфора.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
5. IV группа
Вопросы для
самостоятельного
элементов.
изучения:
Аллотропные модификации углерода.
Химические
свойства
углерода.
Карбиды. Соединения углерода с серой
и азотом. Реакций связывания углерода
в
природе.
Биогеохимический
круговорот углекислого газа.
Кремний в природе. Получение и
свойства кремния.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
6. Общие
Вопросы для
самостоятельного
свойства
изучения:
металлов.
Физические и химические свойства
Сплавы.
металлов.
Электронное
строение
металлов. Кристаллическое строение
металлов. Получение металлов.
Сплавы. Коррозия металлов.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
7. Щелочные
Вопросы для
самостоятельного
металлы.
изучения:
Подгруппа
меди.
Нахождение
в
природе. Физические и химические
свойства. Применение.
2
Опрос на ПЗ,
проверка
решений
упражнений
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
4
2
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач и
упражнений
4
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач и
упражнений
2
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач и
упражнений;
7
8. Главная
Вопросы для
самостоятельного
подгруппа
изучения:
второй группы. Цинк, кадмий, ртуть. Нахождение в
природе. Физические и химические
свойства. Применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
9. Алюминий и
Вопросы для
самостоятельного
хром.
изучения:
Хром. Молибден, вольфрам, марганец.
Нахождение в природе. Физические и
химические свойства. Применение.
10. Семейство
Вопросы для
самостоятельного
железа.
изучения:
Значение железа и его сплавов в
технике.
Никель,
физические
и
химические свойства. Применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
11. Благородные
Вопросы для
самостоятельного
газы.
изучения:
Платиновые
Неон, аргон, нахождение в природе,
металлы.
физические и химические свойства.
Получение и применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
ИТОГО
2
2
2
2
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
Проверка
заполнения
таблицы,
решений задач и
упражнений
Опрос на ПЗ,
проверка
решений
упражнений
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
тестирование по
модулю
«Неорганическая
химия»
28
1.7 Методические рекомендации по организации изучения дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий.
Практическое занятие № 1 (2 ч.)
ТЕМА: Водород. Кислород. Галогены.
План:
1.Водород в природе. Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.
2. Физические и химические свойства водорода. Применение водорода.
2. Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение.
3.Кислород в природе. Характеристика состава воздуха.
4. Получение, физические и химические свойства кислорода. Озон.
5. Галогены, их соединения, состав, свойства.
6. Кислородсодержащие соединения галогенов. Физические и химические свойства.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте способы получения водорода в лаборатории и промышленности.
2. Охарактеризуйте химические свойства водорода.
3. В чем выражается участие кислорода в окислительно-восстановительных реакциях?
4. Почему наблюдается резкое различие в свойствах воды и пероксида водорода?
5. Объясните, в каких случаях пероксид водорода может проявлять окислительные и в
каких восстановительные свойства. Напишите уравнения реакций.
8
6. Какие вещества называют аллотропными видоизменениями,
какие аллотропные
видоизменения кислорода вам известны? Можно ли считать химической реакцией превращение одного аллотропного видоизменения в другое?
7. В чем выражается участие кислорода в окислительно-восстановительных реакциях?
8. Охарактеризуйте химические свойства водорода.
9. Перечислите способы получения (лабораторные и промышленные методы) кислорода.
10. Перечислите лабораторные способы получения галогенов, галогеноводородов.
Можно ли хлороводород назвать кислотой? Почему?
11. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
NH3
KOH → H2 → KH → H2 → HCl → H2
CH3OH.
12. Закончите уравнения реакций:
F2 + KCl =
Cl2 + KI =
F2 + NaBr =
Br2 + KI =
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Расчетные задачи:
13. Смесь азота и кислорода имеет относительную плотность по водороду 15,5.
Вычислите молярную долю кислорода в смеси.
Задания для самостоятельной работы:
1. Даны вещества H2, O2, Zn, HCl, CuO. Составьте уравнения пяти реакций возможного
взаимодействия этих веществ друг с другом.
2. Какую роль – окислителя или восстановителя – играет H2O2 в следующих реакциях:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
H2O2 + KJ +H2SO4 = K2SO4 + J2 + 2H2O
Составьте уравнения методом электронного баланса.
3. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
H2O→NaH→ HCl → H2O → СаH2
4. К оксиду серы (IV), массой 3,2 г, добавили кислород, массой 2,4 г. Вычислите
объемную долю оксида серы в полученной газовой смеси.
5. В соляной кислоте растворили магний, массой 6 г, и цинк, массой 6,5 г. Определите
объем водорода, измеренный при н.у., который выделится при этом.
6.При действии избытка воды на сплав натрия и калия массой 0,85 г выделилось 336 мл
(н.у.) газа. Сколько атомов натрия приходится в этом сплаве на один атом калия?
7. В твердом остатке, полученном после частичного термического разложения
перманганата калия, на два атома марганца приходится семь атомов кислорода.
Вычислите массовую долю перманганата калия в этом остатке.
8. Какой минимальный объем водорода нужен для полного восстановления оксида меди
(II), полученного при термолизе 37,5 г нитрата меди(II)?
9. Исходя из теплот реакций окисления AS2O3 кислородом и озоном:
AS2O3 + O2 = AS2O5,
ΔH° = -271КДж,
3AS2O3 + 2О3 = 3AS2O5,
ΔH° = -1096КДж,
вычислите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.
10. Плотность галогеноводорода по воздуху равна 4,41. Определите плотность этого газа
по водороду и назовите его.
Литература
9
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и
неорганической химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
Практическое занятие №2(2 ч.)
ТЕМА: Сера и ее соединения.
1. Сера в природе. Получение серы.
2. Физические и химические свойства серы.
3. Сероводород, получение, физические и химические свойства, применение. Сульфиды.
4. Диоксид серы. Сернистая кислота.
5. Триоксид серы. Серная кислота, получение, свойства, применение.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Какие аллотропные видоизменения серы вам известны? Охарактеризуйте их строение
и свойства.
2. Какие соединения серы могут вести себя в химических реакциях как восстановители?
Напишите уравнения реакций.
3. Какие соединения серы могут вести себя в реакциях как окислители? Напишите
уравнения реакций.
4. Можно ли сероводородную воду назвать сероводородной кислотой? Почему?
5. Почему оксид серы (IV) и сернистая кислота могут проявлять как окислительные, так
и восстановительные свойства?
6. Охарактеризуйте химические свойства сернистой кислоты, напишите уравнения
соответствующих химических реакций.
7. Охарактеризуйте химические свойства разбавленной и концентрированной серной
кислоты, напишите уравнения соответствующих химических реакций.
8. Какое вещество образуется в результате реакции:
Са + H2SO4 (конц.) →
9. Осуществить превращения:
S → SO2 → H2SO3 → Na2SO3 → SO2 → S
Напишите все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составьте ионно-электронный баланс.
Расчетные задачи:
10. Газовая смесь состоит из кислорода (2,24 л) и оксида серы (IV) (3,36 л). Объемы
газов приведены к н.у. Рассчитайте массу смеси.
Задания для самостоятельной работы:
1.Составить структурные (графические) формулы следующих
соединений: Na2S2O3, H2S2O7, (NH4)2S2O8, Na2SO5.
2.Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в
растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методами электронного и
электронно-ионного баланса.
Аg + H2SO4, конц. →
Аg + H2SO4, разб. →
Mg + H2SO4, конц. →
Mg + H2SO4, разб. →
4. Осуществить превращения:
1
0
H2SO4 → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → NaCl
Напишите все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составьте ионно-электронный баланс.
5. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте
коэффициенты методами электронного и электронно-ионного баланса.
а) KMnO4 + H2S + H2SO4 = S +…..+ H2O
б) H2S + H2SO3 = S +….
в) J2 + H2SO3 + H2O = H2SO4 +HJ
6. Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной азотной
кислоте? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции.
7. Вычислите нормальность 61,4 %-го раствора MgSO4 · 7 Н2О (ρ = 1,31 г/мл).
8. Вычислите молярную концентрацию 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл)
Литература
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и
неорганической химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
Практическое занятие №3 (2 ч.)
ТЕМА: Азот и его соединения.
План:
1. Получение и свойства азота.
2. Аммиак. Соли аммония.
3. Оксиды азота.
4. Азотистая кислота, химические свойства, получение применение. Нитриты.
5. Азотная кислота, химические свойства, получение применение. Нитраты.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте химические свойства азота.
2. Охарактеризуйте способы получения азота в лаборатории и промышленности.
3. Перечислите способы получения аммиака и солей аммония, напишите
соответствующих уравнения химических реакций.
4. Охарактеризуйте химические свойства азотистой кислоты, напишите уравнения
соответствующих химических реакций.
5. Охарактеризуйте химические свойства разбавленной и концентрированной азотной
кислоты, напишите уравнения соответствующих химических реакций.
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
NH3 → NO2 → NO→ NaNO3→ HNO3→ O2
7. Напишите схему окислительно-восстановительной реакции получения оксида азота
(IV). Составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты.
8. Допишите схемы реакций и составьте уравнения по методу электронного баланса
а) С + HNO3 (конц.) → CO2 + …
б) Ag + HNO3 (разб.) →…
в) Fe + HNO3 (разб.) →…
Расчетные задачи:
1
1
9. Какой объем аммиака может быть получен при взаимодействии с натронной известью
20 г хлорида аммония, содержащего 10% примесей?
10. Сколько хлорида аммония и гидроксида кальция (в г) потребуется для получения 8 л
аммиака, если выход последнего равен 80% от теоретического?
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте
коэффициенты методами электронного и электронно-ионного баланса.
а) KJ + NaNO2 + H2SO4 = J2 + ….+ N2 +….
б) KMnO4+NaNO2+H2SO4 = NaNO3 +…..
2.Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной азотной
кислоте? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции.
3. Какое соединение фосфора образуется в реакции его с азотной кислотой? Напишите
уравнение окислительно-восстановительной реакции.
4. Какова процентная концентрация раствора аммиака, если в 106 г воды растворено 44,8
л аммиака?
5. Аммиак, полученный при взаимодействии 10,7 г хлорида аммония и 15 г гашеной
извести, растворили в 56,6 г воды. Какова процентная концентрация полученного
раствора?
6. Какой объем оксида азота (II) может быть получен из 50,4 г азотной кислоты?
7. Вычислите объем азота (н.у.), который может прореагировать с магнием, массой 3 г.
8. Рассчитайте массу аммиака, который потребуется для получения азотной кислоты,
массой 3,15 т. Производственные потери веществ составляют 15%.
9. Какой объем аммиака может быть получен при взаимодействии с натронной известью
20 г хлорида аммония, содержащего 10% примесей?
10. Сколько хлорида аммония и гидроксида кальция (в г) потребуется для получения 8 л
аммиака, если выход последнего равен 80% от теоретического?
Литература
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и
неорганической химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
Практическое занятие №4 (2 ч.)
ТЕМА: Элементы главной подгруппы IV группы.
План:
1. Углерод в природе. Аллотропные модификации углерода.
2. Химические свойства углерода. Карбиды.
3. Диоксид углерода, угольная кислота, их получение и химические свойства.
4. Оксид углерода (II).
5. Соединения углерода с серой и азотом. Биогеохимический круговорот углекислого газа.
6. Кремний в природе. Получение и свойства кремния.
7. Диоксид кремния, его химические свойства. Кремниевые кислоты и их соли.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте аллотропные модификации углерода, их строение и физикохимические свойства.
1
2
2.
Охарактеризуйте
химические
свойства
углерода,
напишите
уравнения
соответствующих химических реакций.
3. Перечислите способы получения оксидов углерода, напишите соответствующих
уравнения химических реакций.
4. Сравните химические свойства оксида углерода (II) и оксида углерода (IV), напишите
уравнения соответствующих химических реакций.
5. Сравните химические свойства угольной и кремниевой кислот, напишите уравнения
соответствующих химических реакций.
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
CaCO3 → CO2 → CO → NaHCO3 → Na2CO3→ NaHCO3→ CO2
7. Объясните сущность гидролиза силиката натрия.
8. Сравните гидролиз силикатов с гидролизом карбонатов, если обнаружится сходство,
объяснить его. Составьте уравнения гидролиза в молекулярной и ионных формах.
Расчетные задачи:
9. Вычислите массовую долю углерода в карбонате натрия и гидрокарбонате натрия.
10. В суперфосфате массовая доля оксида фосфора (V) составляет 25%. Рассчитайте
массовую долю Ca(H2PO4)2 в этом удобрении.
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
а) Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3.
б) NH4HCO3 → CO2→ CO→ Cu→ CuCl2
2. Определите массовую долю оксида фосфора (V) в преципитате CaHPO4·2H2O.
3. Смесь кремния и угля массой 5 г обработали концентрированным раствором щелочи
при нагревании (щелочь в избытке). В результате реакции выделился водород
объемом
2,8 л (н.у.). Вычислите массовую долю углерода в этой смеси.
4. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 20 мл 10% раствора
едкого натра при условии образования кислой соли.
5. Какая соль и в каком количестве образуется при пропускании 5,6 л СО2 через 200 г 5%
раствора едкого натра?
6. В раствор гидроксида калия (масса растворенного KOH равна 14 г пропустили
оксид
углерода (IV), объемом 2,8 л (н.у.). Какая соль образуется при этом? Определить массу
соли в полученном растворе.
7. Смешано 17 г аммиака, 500 мл воды и 22,4 л (н.у.) углекислого газа. Рассчитайте
массовую долю вещества в полученном растворе.
8. Константа равновесия реакции CO(г) + Cl2(г) = COCl2(г) при некоторой температуре равна
9. найти равновесные концентрации всех веществ, если их исходные концентрации равны
C(CO) –2 моль/л, C(Cl2) –0,25 моль/л, C(COCl2) –3моль/л.
Литература
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и
неорганической химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
Практическое занятие №5(2 ч.)
1
3
ТЕМА: Свойства металлов.
План:
1. Электронное строение металлов. Кристаллическое строение металлов.
2. Физические и химические свойства металлов.
3.Получение металлов. Сплавы.
4.Щелочные металлы.
5.Магний, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
6. Кальций, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
7. Алюминий и хром, нахождение в природе, получение, физические и химические
свойства, применение.
8. Железо, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте электронное строение металлов.
2. Напишите электронную формулу натрия, кальция, алюминия, меди, железа.
3. Охарактеризуйте типичные химические свойства металлов.
4. Сделайте вывод об отношении меди к концентрированным и разбавленным кислотам в
связи с ее положением в электрохимическом ряду напряжений.
5. Можно ли гидроксокарбонат меди (II) перевести снова в сульфат меди (II), напишите
уравнение этой реакции.
6. Напишите уравнения реакции, характеризующих химические свойства щелочных
металлов.
7.Сравните строение и химическую активность магния, кальция, алюминия.
8.Охарактеризуйте химические свойства магния.
9.Охарактеризуйте химические свойства кальция.
10.Какие соединения называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?
11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
Na → NaOH → NaCl → NaOH → Na.
12. Почему для получения карбоната цинка реакцией обмена используют не карбонат
натрия, а гидрокарбонат?
Расчетные задачи:
13. Серебро, массой 5,4 г, растворили в концентрированной азотной кислоте. К
полученному раствору прилили избыток раствора бромида натрия. Рассчитайте
массу образовавшегося осадка.
14. Вычислите объем соляной кислоты (массовая доля HCl 20%, плотность 1,1 г/мл),
которая потребуется для растворения смеси цинка и никеля, массой 9,8 г (массовая
доля никеля в смеси 60,2%).
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите уравнения реакций, протекающих при электролизе водного раствора и
расплава бромида калия. Какие вещества можно получить при этом?
2. Допишите схемы тех реакций, которые протекают практически до конца:
а) Li + H2O →
б) NaOH (изб.) + H3PO4 →
в) Na2O + SO2 →
г) NaOH + BaCl2 →
д) LiOH + CuSO4 →
3. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения:
1
4
KCl → KOH → KHS → K2S → KNO3.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
4. Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия, а для получения чистого
железа используют электролиз водного раствора сульфата железа (II). Напишите
уравнения реакций, протекающих при этих процессах.
5. При взаимодействии щелочного металла, массой 4,6 г, с йодом образуется иодид,
массой 30 г. Какой щелочной металл был взят для реакции?
6. Сколько технического цинка, содержащего 4% примесей, и сколько 30% соляной
кислоты потребуется для приготовления 50 кг 45% раствора хлорида цинка?
7. Сколько цинка и серной кислоты можно получить из 1 т цинковой обманки,
содержащей 85% сульфида цинка?
8. Какой должна быть реакция среды в растворе нитрата меди (II)?
9. Как осуществить следующие превращения, напишите уравнения реакций:
А)
В)
10. Осуществите превращения:
Литература
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и
неорганической химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец.
Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
1.7.2 Тематика и планы практических занятий.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1(2 ч.)
Тема: Водород, кислород и их соединения.
1. Получение водорода.
В сухую пробирку помещают кусочек алюминиевой фольги или гранулу цинка.
Добавляют
1
5
2 мл 20 %-го раствора серной кислоты. Пробирку закрывают пробкой с отводной трубкой
(рис. 1), слегка подогревают до начала реакции, затем нагревание прекращают. Водород
собирают в перевернутую пробирку и периодически проверяют водород на чистоту, поднося пробирку к пламени
спиртовки. Звучный хлопок свидетельствует о недостаточной чистоте водорода, и наполнение пробирки повторяют.
Если водород в пробирке воспламеняется без «выстрела»,
то значит газ чистый, и его можно поджечь на конце
трубки.
Рис.1 Получение и сбор
водорода
1- реактор
2- сборник
3- штатив
4- спиртовка
2. Получение кислорода и изучение его свойств.
а) Около 1 г перманганата калия помещают в сухую пробирку,
закрепленную
в
штативе,
и
закрывают
ее
пробкой
с
г-образной
трубкой
(рис.2).
Вместо
указанной
трубки
можно воспользоваться прямым газоотводом со шлангом. Наполненный
водой цилиндр опускают в кристаллизатор с водой и под цилиндр вводят
газоотводную трубку. Содержимое пробирки осторожно подогревают, собирая кислород в цилиндр над водой. По окончании реакции, не вынимая
из воды цилиндр, закрывают его пробкой, а затем извлекают из воды. В
полученном кислороде сжигают вещества, указанные преподавателем
(серу, уголь, фосфор, железо).*
Рис.2 Получение и сбор
кислорода
1- реактор
2- сборник
3- кристаллизатор
4- штатив
5- спиртовка
6- трубка
б) Перед сжиганием S и Р в цилиндры добавляют по 5 мл 0,1 н раствора
NаОН и 1 каплю фенолфталеина. По окончании сжигания цилиндр закрывают
пробкой и встряхивают. Следят за изменением окраски индикатора.
в) Перед сжиганием угля в цилиндр добавляют 10 мл 5 %-го раствора
хлорида кальция.
г) Перед сжиганием железа в цилиндр вносят 5 мл 10 %-ой соляной кислоты.
После
растворения
окалины
раствор
сливают в пробирку и добавляют 1 к. раствора роданиза
аммония (или калия).
*----------------------------------------------------------
Для сжигания веществ их помещают в металлическую ложечку для сжигания, заполняя ее
примерно на 1/3 объема. Вещество либо поджигают от спиртовки, либо накаляют. Затем
быстро вносят в цилиндр с кислородом.
3. Восстановительные свойства водорода.
В пробирку наливают 1 мл 0,1 н перманганата калия, добавляют 1 мл 50 %-го раствора серной
кислоты, а затем вносят гранулу цинка. Наблюдают за ослаблением окраски раствора.
1
6
4. Образование аквакомплексов.
а) в сухую пробирку вносят на кончике шпателя безводный сульфат меди и добавляют 1 каплю
воды.
б) на листе бумаги напишите формулу сульфата кобальта его разбавленным раствором. Когда
надпись подсохнет, осторожно погрейте лист над спиртовкой. Объясните наблюдаемое
явление.
5. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.
а) К 1 мл раствора иодида калия добавляют 1 мл 20 %-го раствора серной кислоты и 1 мл 5 %го пероксида водорода.
б) К подкисленному раствору перманганата калия добавляют равный объем 5 %-го пероксида
водорода. Какова роль Н2О2 в реакциях а и б?
в) К щелочному раствору хлорида хрома добавляют равный объем концентрированного
раствора пероксида водорода, затем смесь осторожно подогревают, следя за изменением
окраски. По окончании реакции пробирку охлаждают и добавляют две капли раствора хлорида бария.
ЗАДАНИЯ
1. Написать все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, а окислительновосстановительные реакции - по методу ионно-электронного баланса.
2. Сделать выводы и объяснить наблюдаемые явления для каждого опыта.
3. Привести все способы получения кислорода и водорода в лаборатории.
4. Как изменяются свойства бинарных соединений водорода и кислорода в периоде (на
примере III периода), и как эту закономерность можно объяснить?
5. На основании опытов 2 (а - в) определить составы растворов после окончания всех
реакций, считая, что весь полученный кислород полностью прореагировал, а плотности
растворов равны 1 г/моль.
6. Объясните, почему лед легче воды?
7. Вычислите значение ΔG˚298 реакций разложения (см. табл.1):
2 КСlO3 → 2 КСl + 3 О2
(ΔН = 2 ΔН˚KCl - 2 ΔН˚KClO3)
2 Na 2 SO 4 → 2 Na 2 SO 3 + O 2 ( ΔН = 2 ΔН˚Na2SO3 - 2 ΔН˚Na2SO4)
8. Какое из указанных веществ предпочтительнее использовать для получения кислорода?
Термодинамические параметры для веществ задания 7.
Таблица 1.
ВЕЩЕСТВО
KClO3
KCl
Na2SO4
Na2SO3
O2
ΔН˚f
- 391.20
- 435.85
- 1384.00
- 1090.00
---
S˚298
142.97
82.68
149.40
146.00
205.03
1
7
8. Написать уравнение по схеме: NaNО2 + Н2 О2 + Н+ → NОзˉ + ...
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 (2 ч.)
Тема: Галогены и их соединения.
1. Получение галогенов.
а) В пробирку помещают около 1 г МnО2 и столько же кристаллического хлорида натрия,
затем добавляют 1 мл концентрированной серной кислоты. Пробирку быстро закрывают
пробкой с газоотводной трубкой и слегка подогревают. Хлор собирают в сухой цилиндр, при
этом газоотводная трубка должна быть опущена да дна сосуда (рис. З). Сосуд с хлором плотно
закрывают и оставляют для следующих опытов.
б) в сухой стакан на 50 мл помещают 3 - 4 кристаллика КI и столько же МnО2, добавляют 5 - 6
капель концентрированной серной кислоты и слегка подогревают стаканчик, поместив его на
асбестовую сетку (рис. 4) и накрыв часовым стеклом или чашкой Петри с холодной водой.
в) Предметное стекло покрывают слоем парафина. На парафине делают надпись (рисунок)
острым предметом. Ватой удаляют избыток парафина. В пробирку помещают
кристаллический KF (или NH4F) и добавляют несколько капель концентрированной H2SO4.
Сразу же накрывают пробирку подготовленным выше предметным стеклом. Пробирку слегка
подогревают. Наблюдается надпись на стекле после удаления парафина в горячей воде. Опыт
проводится под тягой.
2. Растворимость йода.
а)
2 кристаллика иода поместить в пробирку и добавить 1 мл
четыреххлористого углерода или хлороформа. Затем наблюдают за изменением окраски после
добавления бензола, этилового эфира. Объясните различие в окраске растворов.
б) к кристаллику иода добавляют 1 мл воды, а затем 1 кристаллик КI. Сравнить растворимость
иода в отсутствие и в присутствии КI.
3. Окислительная активность кислородных соединений галогенов.
а) в сосуд с хлором (опыт 1а) приливают 10 мл 0,1м раствора NаОН, закрывают и растворяют
газ, встряхивая сосуд. В полученный раствор добавляют 2 капли раствора КI и 1 каплю
крахмала.
б) в две пробирки наливают по 1 мл раствора хлораста калия и равные объемы раствора КI.
Затем в одну из пробирок добавляют разбавленную серную кислоту. Сравнить наблюдаемые
результаты.
в) смесь белильной извести («хлорки») с оксидом меди (II) осторожно нагреть в пробирке.
Зажженной лучинкой доказать выделение кислорода.
4. Получение хлороводорода.
В пробирку с газоотводной трубкой помещают около 0,5 г NаСl, добавляют 1 мл
концентрированной серной кислоты и слегка подогревают. К отверстию трубки подносят
палочку, смоченную раствором аммиака. После этого трубку отводят в стакан с водой, не
погружая трубку в воду. Полученный раствор в стакане проверяют лакмусом. Можно ли таким
образом получить НI и НВr?
1
8
5. Осаждение галогенов.
а) К 1 мл раствора NaCl добавить 3 - 4 капли нитрата свинца. Полученную смесь подогреть,
а затем охладить в проточной воде, наблюдая за изменением растворимости хлорида
свинца.
б) К 1 мл раствора нитрата свинца добавить 5 капель раствора КI, смесь, нагреть до растворения
осадка, а затем охладить в проточной воде. К полученному осадку добавить еще 0,5
мл раствора КI до растворения осадка.
в) К солям Ca2+ и Mg2+ добавить по 2-3 капли раствора KF. Проверить растворимость
полученных осадков в HCl и H2SO4.
6. Гидролиз хлоридов.
Исследуйте характер среды в растворах NaCl, ZnCl2, АlClз с помощью лакмуса.
7. Иодометрия.
К 1 мл хлорной воды добавляют 2 мл раствора КI и 2 капли крахмала. Затем из пипетки по
каплям добавляют 0,1 н раствор тиосульфат натрия до исчезновения синего окрашивания.
Принимая, что 1 капля тиосульфата составляет 0,1 мл, рассчитывают количество активного
хлора в воде по формуле: g = 10 -3 · N · Э Cl2 · 0,1 · n, г
Э - эквивалентная масса хлора, г/моль;
N - нормальность раствора Na2S2Оз, моль/л;
n - число капель тиосульфата, пошедшего на обесцвечивание иода;
0,1 - объем 1 капли тиосульфата, мл.
Для нашего случая: g Cl2= 35,5 · 10 -5 · n, г
ЗАДАНИЯ
1.Привести способы получения в лаборатории иодо- и бромоводородной кислот.
2.В какой последовательности будут выпадать из раствора бромид-, иодид- и хлорид-ионы
при добавлении по каплям нитрата серебра к их смеси?
3.Как изменяется восстановительная активность в ряду НF - НСl - НВr - НI и чем это
объясняется?
4.Как изменяется окислительная активность в ряду СlOˉ - С1О2ˉ - С1О3ˉ - С1О4ˉ ?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3 (2 ч.)
Тема: Сера и ее соединения.
1. Диспропорционирование серы.
В пробирку наливают I мл концентрированной щелочи и добавляют на кончике шпателя
элементарной серы. Смесь нагревают в течение пяти минут. С помощью свинцовой
бумажки обнаруживают образующийся сероводород.
2. Окислительные свойства серы.
В фарфоровой ступке тщательно растирают и перемешивают цинковую (или
алюминиевую) пыль с порошком серы. Затем к смеси добавляют 2 капли воды. По запаху
определяют выделение сероводорода.
3. Растворимость сульфидов.
1
9
На стеклянную пластинку помещают по капле растворов, содержащих катионы К+, Cd 2+,
Pb2+, Cu2+, Mn2+, Zn2+. К каждой капле добавляют по 1 капле сероводородной воды. Отметить образование сульфидов и их цвет. К тем катионам, которые не дали осадка
добавляют по 1 капле сульфида аммония.
4. Гидролиз сульфидов.
а) исследуйте характер среды в растворе Na2S;
б) к 0,5 мл соли алюминия добавляют 2 капли раствора (NH4)2S. Добавлением нескольких
капель щелочи к образовавшемуся осадку докажите природу осадка.
5.Восстановительные свойства сульфидов.
К 0,5 мл раствора нитрата свинца добавляют 2 капли сероводородной воды, а затем 1 мл
щелочного раствора пероксида водорода. Следят за изменением окраски осадка от
черной до белой.
6.Получение диоксида серы и его восстановительные свойства.
а) в пробирку с отводной трубкой вносят 0,5 г сульфита натрия и добавляют 1 мл 40 %го раствора серной кислоты. Пробирку закрывают, а трубку опускают в подкисленный
раствор перманганата калия. Пробирку с сульфитом периодически подогревают и следят
за изменением окраски перманганата.
б) диоксид серы,пропускают через разбавленный раствор иода в воде, содержащей 2
капли крахмала, до обесцвечивания раствора. После этого определяют образование SO42- иона добавлением 1 капли раствора хлорида бария.
в) 3 - 4 кристаллика Na2SO3 помещают в сухую пробирку и осторожно нагревают в
течение 3 - 5 минут. После охлаждения содержимое пробирки растворяют в воде. В
растворе обнаруживают сульфид- и сульфат - ионы, добавлением соответственно в одну
пробирку 2 капли раствора нитрата свинца, а в другую - хлорида бария.
1.Водоотнимающие свойства серной кислоты.
На листке бумаги пишут 20 %-ным раствором серной кислоты ее формулу, лист
подсушивают на воздухе, а затем осторожно подогревают над спиртовкой. Надпись
проявляется
ЗАДАНИЯ.
3.Сделать выводы и объяснить наблюдаемые явления в каждом опыте.
4.Написать все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, а окислительновосстановительные реакции - по методу ионно-электронного баланса.
5.Составить структурные (графические) формулы следующих
соединений: Na2S2O3, H2S2O7, (NH4)2S2O8, Na2SO5.
6.Составить уравнение реакции по схеме: Sb2S3 + HNO3 → SbO43-+ SO42-+NO+…
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4-5 (4 ч.)
Тема: Азот и фосфор.
1. Получение азота.В отдельных пробирках нагревают по 1 мл насыщенных
растворов хлорида аммония и нитрата натрия (калия). Нагретые растворы сливают, а
выделяющийся азот определяют зажженной лучиной.
2. Получение аммиака.Смешивают в чашке равные объемы хлорида аммония и
гидроксида кальция. Смесь помещают в сухую пробирку с газоотводной трубкой, на
которую надевают перевернутую вверх дном пробирку для сбора аммиака. . Пробирку со
смесью подогревают. После сбора аммиака пробирку с ним , не переворачивая, закрывают
пробкой с короткой трубкой с оттянутым концом и погружают в стакан с водой,
содержащей фенолфталеин. Наблюдают окраску раствора в пробирке.
2
0
3. Образование солей аммония.
а) смачивают дно и стенки стакана на 200 мл концентрированной соляной кислотой. Этим
стаканом накрывают мерный стакан (50 мл), в котором находится раствор аммиака в воде.
Следят за появлением «дыма» .
б) измеряют электропроводность раствора аммиака. Затем к раствору добавляют 2 - 3
капли серной кислоты. Наблюдают за изменением электропроводности.
в) в сухую пробирку помещают смесь гидроксида кальция и хлорида аммония и
закрывают пробкой с газоотводной трубкой, которую погружают в 1 %-ый раствор соляной
кислоты с 1 каплей метилового красного. Пробирку со смесью осторожно нагревают, следя
за изменением
окраски индикатора.
Восстановительные свойства аммония.
1) Несколько мл 25%-го аммиака помещают в плоскодонную колбу и подогревают на
водяной бане. А колбу всыпают немного оксида хрома Cr2O3. Наблюдают горение.
2) К 0,1 н раствору перманганата добавляют несколько капель 25%-го аммиака и
подогревают. Наблюдают изменение окраски раствора.
3) К бромной воде добавляют несколько капель 25%-го аммиака и подогревают. Следят за
изменением окраски.
Написать все уравнения реакций, имея в виду, что аммиак окисляется до элементарного
азота.
4. Гидролиз солей аммония.В 1 мл воды помещают кусочек магния (порошок).
Затем добавляют на кончике шпателя кристаллический хлорид аммония, и пробирку
слегка подогревают. Определяют характер среды в растворе с помощью лакмуса.
5. Отношение солей аммония к нагреванию.
а) исследуют отношение к нагреванию твердых солей: NН4С1, (NН4)Н2РО4 и
(NН4)2СОз,
нагревая их в сухих пробирках и контролируя выделяющиеся газы смоченной водой
лакмусовой бумажкой.
б) в тигель помещают 1 г дихромата аммония и поджигают до начала реакции.
Наблюдают
вулканообразный ход реакции.
6. Получение оксида азота (II).В пробирку 1 (рис.2) помещают медные стружки и
добавляют до покрытия меди разбавленную азотную кислоту, нагревают до начала
реакции. Оксид азота собирают методом вытеснения воды. По окончании реакции
цилиндр под водой закрывают стеклом (или пробкой), извлекают из воды. Раскаленный
уголек в ложечке для сжигания вносят в цилиндр с оксидом азота, наблюдая горение
угля.
7. Свойства нитритов.а) к раствору нитрита натрия добавляют 2 капли серной кислоты.
1 каплю крахмала и 2 капли раствора КI;
б) к раствору нитрита натрия добавляют 2 капли подкисленного перманганата калия.
Следят
за изменением окраски.
8. Определение нитрат - ионов. К алюминиевым стружкам добавляют 1 мл нитрата
натрия и 1 мл концентрированной щелочи. Пробирку закрывают пробкой с газоотводной
трубкой, которую опускают в воду, содержащую 2 капли фенолфталеина.
9. Разложение нитратов.
2
1
а) в сухую пробирку, укрепленную вертикально над чашкой с песком, помещают
немного
натриевой селитры и нагревают. В расплав бросают кусочек раскаленного угля.
б) в тугоплавкую пробирку помещают немного нитрата свинца и прогревают. В
пробирку
вносят зажженную лучинку.
в) в тугоплавкую пробирку помещают кристаллический нитрат натрия на кончике
шпателя и нагревают до расплавления соли. В расплав бросают кусочек угля и серы.
Наблюдают горение. Опыт проводят под тягой.
10. Гидролиз фосфатов. Исследуют характер среды в растворах фосфата, гидрофосфата и
дигидрофосфата натрия. Объясните различие в значениях рН указанных солей.
1. Растворимость фосфатов.
а) сравнить растворимость в воде и в кислоте фосфата, гидрофосфата и
дигидрофосфата
кальция.
б) к суспензии фосфата кальция добавляют по каплям фосфорную кислоту. Наблюдают
рас
творение осадка.
ЗАДАНИЯ
1. Объяснить все наблюдаемые явления.
2. Написать все уравнения в ионной и в молекулярной форме, а окислительновосстановительные реакции - по методу ионно-электронного баланса.
3. Объясните высокую полярность молекулы аммиака и его склонность к донорно-акцепторному взаимодействию.
4. Как влияет температура и давление на процесс синтеза аммиака из азотоводородной
смеси?
5. Из нитратов каких металлов можно получить NO2?
6. Составить уравнение реакции по схеме: РН3 + КМnО4 + ОН ˉ → МnО2 + РО3 3- + ...
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6 (2 ч.)
Тема: Углерод и его соединения.
1. а)
Свойства активированного угля.
1) В пробирке нагревают Pb(NO3)2. При появлении бурого газа в пробирку вносят
активированный уголь и наблюдают за изменением окраски газа.
2) В пробирку со светло-розовым раствором фуксина вносят на кончике шпателя
активированный уголь. Наблюдают за изменением окраски.
3) К 10 каплям 0,01 н раствора Pb(NO3)2 добавляют 1 каплю 0,1 н KI.
В другой пробирке к 10 каплям 0,01 н раствора нитрата свинца добавляют несколько
кусочков активированного угля, перемешивают стеклянной палочкой и оставляют на 2-3
минуты. Жидкую фазу отбирают пипеткой, переносят в другую пробирку и добавляют 1
каплю 0,1 н раствора KI. Сравнивают количество осадка в первой и во второй пробирках.
Почему во второй пробирке осадка меньше?
4) В пробирку помещают немного оксида свинца (II), вносят несколько кусочков угля и
подогревают на спиртовке. Выделяется свободный свинец.
2
2
1. б) Свойства диоксида углерода.
Наполняют три цилиндра диоксидом углерода, проверяя полноту заполнения горящей лучиной.
1) Поджигают ленту магния и быстро вносят в один из цилиндров.
2) Во второй цилиндр вносят горящий фосфор в ложечке для сжигания.
3) В фарфоровой чашке поджигают горючую жидкость (спирт, ацетон, бензин) и на пламя
«выливают» диоксид углерода из третьего цилиндра.
4) В пробирку с газоотводной трубкой вносят 3 мл муравьиной кислоты и добавляют 1 мл
концентрированной серной кислоты под тягой), закрывают пробкой и пропускают
выделяющийся оксид углерода через подогретую на спиртовке трубку с помещенным внутри
оксидом меди (II). Наблюдают за покраснением черного порошка оксида меди.
5) Оксид углерода, полученный в п.4, пропускают через 0,1 н раствор KMnO4 в кислой среде.
Наблюдают за изменением окраски раствора.
2. Растворимость карбонатов.В пробирке с газоотводной трубкой получают СО2, действуя
на кусочек мрамора соляной кислотой. Трубку помещают в стаканчик с известковой водой и
пропускают СО2 до тех пор, пока выпавший вначале осадок не растворится.
3. Гидролиз карбонатов.Исследуют характер среды в 5 %-ых растворах Na2CO3, NaНСО3 и
(NН4)2СОз.
4. Термическая устойчивость карбонатов.В двух пробирках с газоотводными трубками
нагревают СаСО3 и Nа2СОз. Наблюдают за появлением ионов СОз 2- в известковой воде, в
которую погружают газоотводную трубку.
5. Растворимость карбонатов. К 5 пробиркам, содержащим соли А1 3+, Са 2+, Ва 2+, Рb 2+, Zn
2+
добавляют по 1 мл 10 %-го раствора карбоната аммония. Проверяют отношение выпавших
осадков к разбавленной соляной кислоте.
6. Гидролиз силикатов.
а) проверяют на лакмус раствор силиката натрия.
б) к силикату натрия добавляют равный объем раствора хлорида аммония. Какие вещества
образуются?
в) в пробирку помещают немного SiO2 и порошок Mg. Нагревают на спиртовке. После
охлаждения добавляют несколько капель концентрированной соляной кислоты. Наблюдают
за горением. На дне собрался кремний.
г) к кремниюдобавляют 30%-ую щелочь. Проверяют выделение водорода.
д) в трёх пробирках к раствору NaSiO3 добавляют по 2 капли растворов солей Co2+, Ni2+, и Cu2+.
Наблюдают образование нитей силикатов.
7. Сравнение силы угольной и кремниевой кислот. Через раствор силиката натрия
пропускают углекислый газ. Наблюдают за помутнением раствора.
Вопросы и задания:
1. Объясните сущность гидролиза силиката натрия. Составьте уравнение реакции в
молекулярной и ионных формах.
2. Сравнить гидролиз силикатов с гидролизом карбонатов, если обнаружится сходство,
объяснить его.
3. Почему карбонаты и силикаты легко гидролизуются?
4. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 20 мл 10% раствора
едкого натра при условии образования кислой соли.
5. Какая соль и в каком количестве образуется при пропускании 5,6 л СО2 через 200 г 5%
раствора едкого натра?
2
3
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7-8 (4 ч.)
Тема: МЕТАЛЛЫ
Цель работы - изучить химические свойства металлов и их соединений.
Опыт 1. Амфотерные свойства алюминия.
Налейте в первую пробирку разбавленную серную кислоту, во вторую — соляную, в
третью — азотную. Опустите в каждую пробирку по грануле алюминия.
Вопросы и задания:
1. Есть ли разница в протекании реакции в этих трех пробирках? В чем она заключается?
2. Чем объясняется такая разница в ходе реакции?
3. Можно ли сказать на основании
этого
опыта, что алюминий обладает
металлическими свойствами и более активен, чем водород?
4. Напишите уравнение протекающих реакций.
Налейте в пробирку концентрированный (30%) раствор едкого натра и опустите туда
алюминиевую гранулу.
Вопросы и задания:
5. Что вы можете сказать о выделяющемся газе?
6. Какими свойствами алюминия можно объяснить вытеснение им водорода из кислоты и
из щелочи?
7. Напишите уравнение протекающей реакции.
Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.
Налейте в пробирку 10 капель какой-нибудь растворимой соли алюминия и добавьте
1—2 капли разбавленной щелочи до образования легкого студенистого осадка гидроксида
алюминия. Разделите содержимое пробирки с осадком пополам и добавьте к одной
половине избыток соляной кислоты, а к другой — избыток едкого натра.
Вопросы и задания:
1. Напишите уравнение реакции получения гидроксида алюминия.
2. Что происходит с осадком в обеих пробирках при добавлении щелочи и кислоты?
3. Почему осадок растворяется в щелочи? Напишите уравнение реакции.
4. Почему осадок растворяется в кислоте? Напишите уравнение реакции.
5. Сделайте вывод о характере свойств гидроксида алюминия, исходя из проделанного
опыта?
Опыт 3. Отношение меди к кислотам.
Цель опыта — проанализировать и сравнить поведение металлической меди в разных
кислотах и объяснить причины различия. Прежде чем выполнять опыт, вспомните, какое
положение занимает медь в ряду напряжений. Может ли она вытеснять водород из
кислот?
Возьмите кусочек медной стружки, слегка нагрейте ее и нанесите на нее в трех разных
местах по капле разбавленной серной, разбавленной соляной и разбавленной азотной
кислоты. Внимательно наблюдайте некоторое время за поведением капель.
Проделайте тот же опыт, но вместо разбавленных кислот возьмите
концентрированные. Сравните полученные результаты с предыдущим вариантом опыта.
Вопросы и задания:
1. В каком случае наблюдаются изменения? Почему?
2. Отмечается ли выделение газов? Если да, то где оно наиболее интенсивное?
3. Составьте уравнение протекающих реакций
и объясните, являются ли они
окислительно-восстановительными?
4. Сделайте вывод об отношении меди к концентрированным и разбавленным кислотам в
связи с ее положением в электрохимическом ряду напряжений.
5. 40,625 г смеси опилок меди и цинка обработали соляной кислотой, в результате чего
выделилось 5,6 л водорода. Каков процентный состав смеси?
2
4
6. Сколько 5 н. азотной кислоты израсходуется на реакцию с 16 г меди, если в процессе
реакции выделяется оксид азота(II).
Опыт 4. Восстановление оксида меди (II) углем.
Поместите в пробирку 1 микрошпатель порошка оксида меди (II) и 1 микрошпатель
мелко растертого древесного угля, хорошо перемешайте. Обратите внимание на цвет
смеси. Сильно нагрейте в пробирке приготовленную смесь.
Вопросы и задания:
1. Меняется ли окраска? Объясните причину.
2. Составьте химическое уравнение.
3. Как экспериментально доказать, что оксид меди (II) —основной оксид.
3. Предложите способ получения из оксида меди (II) гидроксида меди (II).
Опыт 5. Гидролиз солей меди.
Цель опыта — изучить тип гидролиза растворимых солей меди и его особенности.
На синюю лакмусовую бумажку нанесите каплю сильно разбавленного раствора хлорида
меди (II).
Вопросы и задания:
1. Изменяется ли окраска лакмуса? Почему?
2. Составьте уравнение реакции, объясняющее это явление.
В пробирку поместите 3—4 капли раствора сульфата меди (II) и добавьте 2—3 капли
раствора карбоната натрия. Выпавший зеленый осадок представляет собой
гидроксокарбонат меди (СuОН)2СО3.
Вопросы и задания:
3. Почему в результате реакции образуется именно эта соль, а не СuСОз?
4. Сделайте вывод о подверженности солей меди гидролизу.
5. Можно ли полученный гидроксокарбонат меди (II) перевести снова в сульфат меди (II),
напишите уравнение этой реакции.
6. Осуществить следующие превращения:
7. Какой должна быть реакция среды в растворе нитрата меди (II)?
8. Какой объем 0,5 н. серной кислоты израсходуется на реакцию с 20 г оксида меди (II)?
Опыт 6. Отношение цинка к кислотам и щелочам.
Цель опыта— изучить поведение цинка в кислотах и щелочах и сравнить его с
алюминием.
Поместите в две пробирки по микрошпателю цинковой пыли и прилейте в одну 10
капель соляной кислоты, а в другую — столько же раствора щелочи. Пробирку со
щелочью слегка нагрейте.
Вопросы и задания:
1. В какой пробирке энергичнее выделяется водород?
2. О каком свойстве цинка это говорит? Составьте уравнения соответствующих реакций.
3. Укажите еще один изученный вами элемент с аналогичными свойствами.
4. Сделайте заключение о поведении цинка в кислотах и щелочах.
Опыт 7. Получение гидроксида цинка и изучение его свойств.
В предыдущем опыте вы убедились в амфотерных свойствах цинка.
Можно ли предположить эти свойства у его гидроксида? Как это проверить?
Сначала получите гидроксид цинка. Поместите в пробирку 10 капель раствора любой
соли цинка и добавьте 2—3 капли (не больше!) разбавленного раствора щелочи.
2
5
Вопросы и задания: какие изменения наблюдаются; составьте уравнение реакции.
Перенесите пипеткой половину раствора с осадком в другую пробирку и добавьте 5—
10 капель щелочи. Хорошо размешайте.
Вопросы и задания: что происходит с осадком; составьте уравнение реакции образования
цинката.
В пробирку с оставшимся гидроксидом цинка добавьте 5—10 капель кислоты.
Вопросы и задания: какие происходят изменения; составьте уравнение реакции и назовите
образовавшееся соединение цинка.Сделайте вывод о свойствах гидроксида цинка, его
отношении к кислотам и щелочам.
В пробирку с цинкатом натрия добавляйте по каплям разбавленный раствор соляной
кислоты. После появления помутнения добавление прекратите.
Вопросы и задания: какое вещество вызвало это помутнение; обоснуйте свой ответ
уравнением реакции.
Задание: получите известным вам способом цинкат калия, а затем выделите из него
гидроксид цинка.
Опыт 8. Гидролиз солей цинка.
Цель опыта — наблюдать гидролиз солей цинка, определить, по какому типу он
протекает, и сравнить его с гидролизом солей меди, алюминия, натрия.
Нанесите каплю разбавленного раствора сульфата цинка на синюю лакмусовую
бумажку.
Вопросы и задания: объясните изменение окраски лакмуса, обосновав ответ уравнением
реакции гидролиза.
Поместите в пробирку 5—6 капель раствора соли цинка и добавьте 1—2 капли
раствора карбоната натрия. Выделяется ли при этом газ? Обратите внимание на цвет
выпавшего осадка гидроксокарбоната цинка.
Вопросы и задания: составьте уравнение реакции и объясните, почему вместо карбоната
цинка образуется гидроксокарбонат. Какой газ при этом выделился?
Вопросы и задания:
3.Почему для получения карбоната цинка реакцией обмена используют не карбонат
натрия, а гидрокарбонат?
4. Как осуществить следующие превращения:
5. Сколько технического цинка, содержащего 4% примесей, и сколько 30% соляной
кислоты потребуется для приготовления 50 кг 45% раствора хлорида цинка?
6. Сколько цинка и серной кислоты можно получить из 1 т цинковой обманки,
содержащей 85% сульфида цинка?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9 (2 ч.)
Тема: Железо.
1. Отношение железа к кислотам и щелочам:
а) В три пробирки помещают железную стружку. В каждую добавляют по 2 мл 2н НСl,
Н2SО4, НNО3. После окончания реакций в каждую пробирку вводят по 2 капли 0,01н КSСN.
Наблюдать появление окраски.
б) к сульфату железа (II) добавляют по 1 мл 2н NaОН. Наблюдают за изменением окраски
осадка.
2
6
в) в пробирку помещают З мл соли Fе(III), добавляют 2 мл 2н NaОН. Выпавший осадок
делят на три части.
К первой порции добавляют 1 мл 2н НСl,
ко второй - 2 мл 2н NaОН.
Третью пробу помещают в тигель, добавляют на кончике шпателя кристаллический
Nа2СО3 и нагревают на спиртовке до упаривания воды. Остаток охлаждают. Добавляют
несколько капель воды, всё переносят в пробирку и наблюдают за гидролизом феррита.
2. Гидролиз солей железа:
а) 2-3 кристаллика FеSО4 помещают на предметное стекло и добавляют 2-3 капли воды.
После растворения проверяют рН раствора индикаторной бумажкой.
б) в 2 пробирки помещают раствор FеCl3. В первой проверяют рН раствора, а вторую
нагревают на водяной бане в течение 5 мин. Проверяют рН. Изменился ли рН во второй
пробирке?
3. Отношение железа к сульфид-иону:
а) в 2 пробирки помещают по несколько кристалликов FеSО4 и добавляют по 2 капли
воды. В первую пробирку вносят несколько капель сероводородной воды, в другую –
(NH4)2S. Наблюдают за выпадением осадка. Проверить растворимость FеS в НСl и Н2SО4.
б) в 2 пробирки вносят по 3 капли раствора FеС13. Проделывают те же операции, что и в
опыте а). Наблюдают за цветом осадка.
4. Качественные реакции на катионы железа.
а) К соли Fе2+ добавляют 2 капли красной кровяной соли К3 [Fе(СN)6]. Оставить.
б) К соли Fе²+ добавляют 2 капли жёлтой кровяной соли К4 [Fе(СN)6]. Оставить.
в) К соли Fе3+ добавляют 2 капли 0,01 н раствора КSСN.
Во всех случаях наблюдают за цветом осадка.
г) В 2 пробирки помещают по 3 кристаллика FеSО4. В первую добавляют 1-2 капли воды и
1 мл 0,01 н КSСN. Во вторую - 1 каплю концентрированной НNО3 и 2 капли 0,01 н КSСN.
Наблюдают за окраской раствора в обоих случаях.
д) В 2 пробирки помещают 2-3 кристаллика FеSО4. В первую вносят1-2 капли воды, во
вторую - 1-2 капли Н2SО4. Затем в обе пробирки прибавляют 2 капли Н2О2 (3%-ой) и по 2
капли КSСN. Наблюдать за окраской растворов. Проделать то же в щелочном растворе.
5. Комплексные соединения железа.
а) К соли железа (III) добавить 2 капли 0,01 н роданида калия (или аммония). Разделить на
две порции. К первой добавляют Н3 РО4, ко второй - фторид калия или аммония. Следить
за изменением окраски.
К оставленным в опытах а) и б) добавить 2 н щелочь. Выпадают ли осадки?
3. Окислительно-восстановительные свойства солей железа.
а) Fе2+ + Вr-вода → Fе 3+ (доказать)
б) Fе3++ Nа2SО3 → Fе2+ (доказать)
2
7
в) В пробирку вносят кристаллик КОН, добавляют раствор FеСl3, пропускают хлор
(хлорную воду). Наблюдают окраску раствора.
Разделяют на три порции.
В первую пробирку вносят хлорид бария,
во вторую - серную кислоту,
в третью - сульфид аммония.
Наблюдают за изменениями в растворах.
Во всех опытах составить уравнения реакций и дать объяснения происходящим процессам.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10(4 ч.)
Тема: Цинк, кадмий, ртуть.
1. Отношение к кислотам и щелочам.
а) В четыре пробирки помещают по грануле цинка. В первую пробирку добавляют 3 мл 2н
Н2SO4, во вторую - 3 мл 2н НСl, в третью - 3 мл 0,5н НNО3, в четвёртую - 2мл
концентрированной азотной кислоты. В первой и второй пробирках проверяют выделение
водорода, в третьей - лакмусовой бумажкой определяют выделение аммиака, в четвертой
наблюдают выделение бурого газа NО2.
То же проделать с металлическим кадмием.
б) К Zn-порошку добавить 2 мл 2н NаОН. Подогреть на спиртовке. Наблюдать горение
водорода.
Проверить растворимость Cd в щелочи при нагревании.
в) Проверить растворимость Zn в концентрированном (25%) растворе аммиака.
2.Взаимодействие с кислородом и серой.
а) В ложечку для сжигания помещают немного Zn-пыли, подогревают на спиртовке до
появления свечения и быстро переносят в цилиндр с кислородом. Наблюдают горение цинка.
б) В ступке растирают цинковую пыль с несколькими кристалликами серы. Затем к смеси
подносят зажжённую лучинку. Наблюдают вспышку. Затем добавляют 3 капли воды и по
свинцовой бумажке определяют выделение сероводорода.
3. Активность цинка.
На две гранулы цинка помещают по капле растворов CdSO4, CuSO4 и НgSO4. Наблюдают
изменение окраски цинковой гранулы.
4. Амфотерность.
а) К 2 мл раствора сульфата цинка по каплям добавляют 1 мл 2н щелочи. Наблюдают
выпадение осадка. Делят осадок на две части. К одной части добавляют избыток щёлочи, ко
второй - 1 мл 2н соляной кислоты. Наблюдают за растворением осадка.
То же проделывают с раствором CdSO4.
б) К осадку Cd(OH)2 добавляют твёрдую щёлочь и нагревают на спиртовке. Что
происходит?
4.Отношение гидроксндов к аммиаку.
а) Получить гидроксиды Zn и Cd по п.а). К осадкам добавить по 5 капель 25%-го аммиака. Что
наблюдается?
б) К обоим осадкам добавить по 3 капли насыщенного раствора NH4Cl.
2
8
5. Отношение оксида цинка к нагреванию.
В пробирку на кончике шпателя вносят оксид цинка и нагревают на спиртовке. Наблюдают за
изменением окраски при нагревании и последующем охлаждении пробирки.
6. Свойства сульфидов.
Получить сульфиды Cd ²+, Zn²+ и Hg²+, добавив к соответствующим сульфатам на на
предметном стекле по 1 капле раствора Nа2S. Наблюдать цвета сульфидов. Проверить
растворимость сульфидов в НСl и в НNО3.
7. Гидролиз.
Универсальной индикаторной бумажкой проверить среду в растворах сульфатов цинка,
кадмия и ртути (II). Составить уравнения гидролиза.
8. Свойства карбонатов цинка и кадмия.
К растворам сульфатов Zn и Сd добавляют на кончике шпателя карбонат натрия и нагревают
на спиртовке в течение 5 минут. Затем содержимое переносят в тигли и прокаливают досуха
на плитке. Наблюдают за изменением окраски.
9.Окислительно-восстановительные свойства солей ртути (I) и ртути (II).
а) К сульфату ртути (II) добавляют кристаллический SnС12 и нагревают на водяной бане.
Наблюдают за появлением белого осадка.
б) Медную пластинку (или монетку) обрабатывают азотной кислотой до появления бурого
газа. Кислоту смывают водой и протирают ватой. На обработанное место помещают 1 каплю
раствора соли ртути. Наблюдают за выделением металлической ртути.
в) Соль одновалентной ртути обрабатывают 2 мл концентрированной азотной кислоты при
нагревании в течение 5 минут. К раствору добавляют 1 каплю раствора NаС1. Что
наблюдается?
г) К раствору соли Hg²+ добавляют 3 капли раствора КI. К полученному осадку добавляют
кристаллический КI до растворения осадка. Раствор делят на две части.
К первой части добавляют несколько капель раствора Nа2S , а ко второй - раствор нитрата
серебра. Наблюдают за изменениями в пробирках. Дать объяснения происходящему.
Составить все уравнения реакций. Что можно сказать об устойчивости ртутного комплекса
[HgI4]²- ?
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
1.8.1 Рекомендуемая литература
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической
химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец.
Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с.
3. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
4. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
2
9
5. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия.- Ленинград:
Химия, 1981.
6. Реми Г. Курс неорганической химии. - М.: Мир,1972.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
2. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая школа, 1984.
3. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Строение вещества.- М.: Высшая школа, 1976.
4. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии.- М.: Мир, 1979.-677с.
5. Николаев Л.А. Современная химия.- М.: Просвещение, 1970.
6. Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия.- Высшая школа, 1994.-542с.
7. Химия: Справочник / Под ред. В.А. Молочко, С.В. Крынкиной.- М.: Химия, 1989.-647с.
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.
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.
Вариант 1.
1. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)г в 100 мл.
2. Сколько атомов содержится в 16 г кислорода?
3. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (П), 98-% серная кислота и
вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения 2.24 л
сернистого газа (н.у.)?
4. При обработке 11,14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13,14 г остатка. Определить состав исходной и
образовавшейся смеси.
5. Zn + NaNO2 + NaOH -----> Na2 [Zn(OH)4] +NH3 + ...
3
0
Вариант 2.
1. Для нейтрализации 200 мл 0,5 M раствора азотной кислоты израсходовали
6,26 г смеси карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
2. Анализ газа показал, что соединение содержит 5,9 % водорода и серу. Литр
этого газа весит 1,52 г (н.у.). Определить, какой это газ.
3. Сколько молекул содержится в 7 г аммиака?
4. Чему равен эквивалент КМnО4 при переходе его в Мn+2?
КМnО4 + SO2 + Н2О → MnO2 + SO4 2+ + ...
Вариант 3.
1. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе
80%?
2. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
3. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
4. При окислении 12 г металла получено 16.8 г продукта реакции. Какой металл
был окислен и какой объём кислорода (н.у.) при этом израсходовали?
5. Fe2++ К2Сг2О7 + Н+ → Fe3++ Сг3++....
Вариант 4.
1. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
2. Чему равна молярность 10%-й серной кислоты (ρ =1.11 г/мл)?
3. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р=101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
4. Через озонатор пропущено 15 л кислорода, 10% которого перешло в озон.
Какой объём занимает озонированный кислород?
5. СrС13 + Н2О2 + NaOH → СrO4 2- + ...
Вариант 5.
1. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
2. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
3. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(Н.У.)?
4. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
5. PbS + Н2О2 → PbSO4 + ....
Вариант 6.
1. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
2. Сколько молей кислорода нужно для сжигания 16 кг серы?
3
1
3. При растворении в воде 1.6 г металла выделилось 0.896 л водорода (н.у.). Что
это за металл?
4. Определить плотность газовой смеси по гелию, содержащей 20? Моноксида
углерода, 20% азота и 60% водорода.
5. FeS2 + О2 →
Вариант 7.
1. Определить объемы кислорода и воздуха, необходимые для сжигания 30 л
пропан-бутановой смеси, содержащей 60% пропана и 40% бутана.
2. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
3. Чему равна нормальность 4М Н3РО4 в реакции нейтрализации.
4. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 4.48 л
(н.у.).
5. Н2О2 + KJ →
Вариант 8.
1. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия, 98%ная серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
2. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г твердого
остатка. Определить степень разложения карбоната.
3. Сколько атомов содержится в 4 л азота (н.у.)?
4. Чему равна нормальность 2 М раствора серной кислоты в реакции образования
гидросульфата калия?
5. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Br2 + ....
Вариант 9.
1. В лаборатории имеются ВаО2, бертолетова соль и перманганат калия. Какое из них
при термическом разложении в пересчете на одну и ту же массу даст наибольшее
количество кислорода?
2. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого остатка.
Определить степень разложения нитрата калия.
3. Смесь Mg и его оксида массой 5.1 г обработали соляной кислотой. При этом
выделилось 3.74 л водорода (н.у.). Определить процентный состав смеси.
4. Чему равна нормальность 10%-го раствора сульфата алюминия (ρ = 1.12 г/л)?
5. НСlO + НС1 →
Вариант 10.
1. Масса 3.28 л смеси моноксида углерода и метана при 27°С и 3.75 атм. равна 10.4 г.
Определить количество воздуха, необходимое для сжигания данной смеси.
2. Сколько потребуется сульфида железа (П) и 7.3%-ой соляной кислоты (считая
50%-ый избыток), чтобы при пропускании газа, образующегося при их
взаимодействии, через раствор нитрата свинца выпало 2.39 г осадка?
3. При взрыве смеси, полученной из одного объема неизвестного газа и двух объемов
кислорода, образуется два объема СО2 и один объем азота. Найти молекулярную
формулу газа.
4. Чему равен эквивалент ВiOH(NО3)2?
5. Zn + HNO3 (разб.) → NH3 + ....
Вариант 11.
3
2
1. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (II), 98%-ная серная
кислота и вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения
2.24 л сернистого газа (н.у.)?
2. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)2 в 100 мл.
3. При обработке 11,14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13.14 г остатка. Определить состав исходной и
образовавшейся смеси.
4. Zn + NaNO2 + NaOH → Na2 [Zn(OH)4] +NH3 + ...
5. Сколько атомов содержится в 16 г кислорода?
Вариант 12.
1. Для нейтрализации 200 мл 0.5 М раствора азотной кислоты израсходовали 6.26
г карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
2. Сколько молекул содержится в 7 г аммиака?
3. Анализ газа показал, что соединение содержит 5.9% водорода и серу. Литр
этого газа весит 1.52 г (н.у.) Определить, какой это газ.
4. KMnO4+ SO2 + Н2О → MnO2 + SO42- + ....
5. Чему равен эквивалент КМnО4 при переходе его в Мn+2?
Вариант 13.
1. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
2. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
3. Fe 2+ + К2Сr2О7 + Н+ → Fe 3+ + Cr 3+ +...
4. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе
80%?
5. При окислении 12 г металла получено 16.8 г продукта реакции. Какой металл
был окислен и какой объём кислорода (н.у.) при этом израсходовали?
Вариант 14.
1. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р-101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
2. Чему равна молярность 10%-ой серной кислоты (ρ = 1.11 г/мл)?
3. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
4. СrС13 + Н2О2 + NaOH → СrO4 2- + ...
5. Через озонатор пропущено 15 л кислорода, 10% которого перешло в озон.
Какой объём занимает озонированный кислород?
Вариант 15.
1. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(н.у.)?
2. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
3. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
4. PbS + Н2О2 → PbSO4 + ...
3
3
5. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
Вариант 16.
1. При растворении в воде 1.6 г металла выделилось 0.896 л водорода (н.у.). Что
это за металл?
2. Определить плотность газовой смеси по гелию, содержащей 20% моноксида
углерода, 20% азота и 60% водорода.
3. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
4. FeS2 + О2 →
5. Сколько молей кислорода нужно для сжигания 16 кг серы?
Вариант 17.
1. Определить объемы кислорода и воздуха, необходимые для сжигания 30 л
пропан-бутановой смеси, содержащей 60% пропана и 40% бутана.
2. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 5.26 л
(н.у.).
3. Н2О2 + KJ →
4. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
5. Чему равна нормальность 4М Н3РО4 в реакции нейтрализации.
Вариант 18.
1. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Вr2 + ....
2. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия,
98%-ая серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
3. Чему равна нормальность 2 М раствора серной кислоты в реакции образования
гидросульфата калия?
4. Сколько атомов содержится в 4 л азота (н.у.)?
5. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
Вариант 19.
1. Чему равна нормальность 10%-го раствора сульфата алюминия (ρ = 1.12 г/л)?
2. Смесь Mg и его оксида массой 5.1 г обработали соляной кислотой. При этом
выделилось 3.74 л водорода (н.у.). Определить процентный состав смеси.
3. В лаборатории имеются ВаО2, бертолетова соль и перманганат калия. Какое из
них при термическом разложении в пересчете на одну и ту же массу даст
наибольшее количество кислорода?
4. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого остатка.
Определить степень разложения нитрата калия.
5. НСlO + НС1 →
Вариант 20.
1. При взрыве смеси, полученной из одного объема неизвестного газа и двух
объемов кислорода, образуется два объема СО2 и один объем азота. Найти
молекулярную формулу газа.
3
4
2. Сколько потребуется сульфида железа (П) и 7.3% -ой соляной кислоты (считая
50%-ый избыток), чтобы при пропускании газа, образующегося при их
взаимодействии, через раствор нитрата свинца выпало 2.39 г осадка?
3. Масса 3.28 л смеси моноксида углерода и метана при 27°С и 3.75 атм. равна
10.4 г. Определить количество воздуха, необходимое для сжигания данной
смеси.
4. Чему равен эквивалент BiOH(NO3)2?
5. Zn + HNO3 (разб.) → NH3 + ....
Вариант 21.
1. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)2 в 100 мл.
2. Сколько атомов содержится в 16 г кислорода?
3. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (П), 98%-ая серная кислота
и вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения 2.24 л
сернистого газа (н.у.)?
4. При обработке 11,14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13.14 г остатка. Определить состав исходной и
образовавшейся смеси.
5. Zn + NaNO2 + NaOH → Na2 [Za(OH)4] +NH3 + ...
Вариант 22.
1. Для нейтрализации 200 мл 0.5 M раствора азотной кислоты израсходовали 6.26
г смеси карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
2. Анализ газа показал, что соединение содержит 5.9% водорода и серу. Литр
этого газа весит 1.52 г (н.у.) Определить, какой это газ.
3. Сколько молекул содержится в 7 г аммиака?
4. Чему равен эквивалент КМnO4 при переходе его в Мn+2?
5. KMnO4 + SO2 + Н2О → MnO2 + SO4 2-....
Вариант 23.
1. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе
80%?
2. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
3. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
4. При окислении 12 г металла получено 16.8 г продукта реакции. Какой металл
был окислен и какой объём кислорода (н.у.) при этом израсходовали?
5. Fe2+ + К2Сr2О7 + Н+ → Fe3+ + Сr3+ +....
Вариант 24.
1. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
2. Чему равна молярность 10%-ой серной кислоты (ρ =1.11 г/мл)?
3. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р=101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
4. Через озонатор пропущено 15 л кислорода, 10% которого перешло в озон.
Какой объём занимает озонированный кислород?
5. СrС13 + Н2О2 + NaOH → СrО42- + ...
3
5
Вариант 25.
1. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
2. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
3. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(н.у.)?
4. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
5. PbS + Н2О2 → PbSO4 + ....
Вариант 26.
1. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
2. Сколько молей кислорода нужно для сжигания 16 кг серы?
3. При растворении в воде 1.6 г металла выделилось 0.896 л водорода (н.у.). Что
это за металл?
4. Определить плотность газовой смеси по гелию, содержащей 20% моноксида
углерода, 20% азота и 60% водорода.
5. FeS2 + О2 →
Вариант 27.
1. Определить объемы кислорода и воздуха, необходимые для сжигания 30 л
пропан-бутановой смеси, содержащей 60% пропана и 40% бутана.
2. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
3. Чему равна нормальность 4М Н3РО4 в реакции нейтрализации.
4. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 4.26л
(н.у.).
5. Н2О2 + KJ →
Вариант 28.
1. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия,
98%-ая серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
2. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
3. Сколько атомов содержится в 4 л азота (н.у.)?
4. Чему равна нормальность 2 М раствора серной кислоты в реакции образования
гидросульфата калия?
5. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Вr2 + ....
1.11 Примерный перечень вопросов к экзамену.
1.
2.
3.
4.
Водород в природе. Получение водорода.
Свойства и применение водорода.
Перекись водорода. Получение, свойства, применение.
Кремний в природе. Получение и свойства кремния.
3
6
5. Соединения кремния с водородом и галогенами.
6. Диоксид кремния. Получение, применение, свойства. Стекло.
7. Кремниевые кислоты и их соли.
8. Кислород в природе. Воздух.
9. Получение и свойства кислорода.
10. Озон. Получение, свойства.
11. Сера в природе. Получение серы.
12. Свойства и применение серы.
13. Сероводород. Получение и свойства.
14. Диоксид серы. Сернистая кислота. Получение и свойства.
15. Оксид серы (VI). Серная кислота. Получение и свойства.
16. Селен. Теллур. Получение, свойства.
17. Галогены в природе. Физические свойства.
18. Химические свойства галогенов.
19. Получение и применение галогенов.
20. Соединения галогенов с водородом.
21. Кислородсодержащие соединения галогенов.
22. Углерод в природе. Аллотропия углерода.
23. Химические свойства углерода.
24. Диоксид углерода. Угольная кислота.
25. Угарный газ.
26. Соединения углерода с серой и азотом.
27. Азот. Получение и свойства.
28. Аммиак. Соли аммония.
29. Фиксация атмосферного азота.
30. Оксиды азота. Азотная кислота.
31. Круговорот азота в природе.
32. Фосфор. Получение и свойства.
33. Фосфор в природе.
34. Оксиды и кислоты фосфора.
35. Минеральные удобрения.
36. Физические и химические свойства металлов.
37. Кристаллическое строение металлов.
38. Сплавы.
39. Коррозия металлов.
40. Щелочные металлы. Получение и свойства.
41. Комплексные соединения.
42. Алюминий. Получение и свойства.
43. Хром. Получение и свойства.
44. Марганец. Получение и свойства.
45. Железо в природе.
46. Физические свойства железа.
47. Сплавы железа.
48. Химические свойства железа.
49. Соединения железа.
50. Общая характеристика платиновых металлов.
1.11 Примерный перечень заданий экзамену.
1. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
3
7
2. При обработке 11.14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13.14 г остатка. Определить состав.
3. Для нейтрализации 200 мл 0,5 М раствора азотной кислоты израсходовали 6.26
г смеси карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
4. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
5. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р=101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
6. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
7. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
8. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
9. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия,
98%-ая серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
10. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого остатка.
Определить степень разложения нитрата калия.
11. Mассa 3.28 л смеси моноксида углерода и метана при 27°С и 3.75 атм. равна
10.4 г. Определить количество воздуха, необходимое для сжигания данной
смеси.
12. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (П), 98%-ая серная кислота
и вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения 2.24 л
сернистого газа (н.у.)?
13. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
14. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
15. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
16. Сколько потребуется сульфида железа (II) и 7.3%-ой соляной кислоты (считая
50%-ый избыток), чтобы при пропускании газа, образующегося при их
взаимодействии, через раствор нитрата свинца выпало 2.39 г осадка?
17. При взрыве смеси, полученной из одного объема неизвестного газа и двух
объемов кислорода, образуется два объема СО2 и один объем азота. Найти
молекулярную формулу газа.
18. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
19. Анализ газа показал, что соединение содержит 5.9% водорода и серу. Литр
этого газа весит 1.52 г (н.у.) Определить, какой это газ.
20. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(н.у.)?
21. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)2 в 100 мл
воды.
3
8
1.12 Комплект экзаменационных билетов
(утвержден на заседании кафедры 08.12.08, протокол № 7)
Экзаменационный билет № 1
Вопрос 1. Водород в природе. Получение водорода. Свойства и применение
водорода.
Вопрос 2. Сколько грамм серы прореагирует с газом, выделившимся при
взаимодействии 6,5 г цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если
используется только 80% газа?
Экзаменационный билет № 2
Вопрос 1. Перекись водорода. Получение, свойства, применение. Перекись
водорода как восстановитель.
Вопрос 2. В соляной кислоте растворили магний, массой 6 г, и цинк, массой 6,5 г.
Определите объем водорода, измеренный при н.у., который выделится при этом.
Экзаменационный билет № 3
Вопрос 1. Кислород в природе. Воздух. Получение и свойства кислорода. Озон.
Вопрос 2. Рассчитайте массу азота, который потребуется для получения аммиака,
массой 3,15 г. Производственные потери веществ составляют 15%.
Экзаменационный билет № 4
Вопрос 1. Сера в природе. Получение серы. Свойства и применение серы.
Вопрос 2. Серебро, массой 5,4 г, растворили в концентрированной азотной кислоте.
К полученному раствору прилили избыток раствора бромида натрия. Рассчитайте
массу образовавшегося осадка.
Экзаменационный билет № 5
Вопрос 1. Сероводород. Получение и свойства.
Вопрос 2. Вычислите массу технического алюминия (массовая доля алюминия
98,4%), который потребуется для алюмотермического получения ванадия, массой
45,9 кг, из оксида ванадия (V).
Экзаменационный билет № 6
Вопрос 1. Диоксид серы. Сернистая кислота. Получение и свойства.
Вопрос 2. Объясните, почему раствор хлорида алюминия имеет кислую реакцию.
Ответ подтвердите уравнениями реакций гидролиза (по всем ступеням).
Экзаменационный билет № 7
Вопрос 1. Оксид серы (VI). Серная кислота. Получение и свойства.
Вопрос 2. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком
выделилось 1,904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
Экзаменационный билет № 8
Вопрос 1. Галогены в природе. Физические свойства. Химические свойства
галогенов. Получение и применение галогенов.
Вопрос 2. Чугун содержит углерод в виде карбида (Fe3C). Массовая доля углерода в
чугуне равна 3,6%. Вычислите массовую долю карбида в чугуне.
Экзаменационный билет № 9
Вопрос 1. Соединения галогенов с водородом. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать
3
9
молярность полученного раствора.
Экзаменационный билет № 10
Вопрос 1. Углерод в природе. Аллотропия углерода. Химические свойства
углерода.
Вопрос 2. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого
остатка. Определить степень разложения нитрата калия.
Экзаменационный билет № 11
Вопрос 1. Диоксид углерода. Угольная кислота. Угарный газ. Соединения углерода
с серой и азотом.
Вопрос 2. Железо, массой 7 г, прореагировало с хлором (в избытке). Полученный
хлорид
растворили в воде, массой 200 г. Вычислите массовую долю соли в полученном
растворе.
Экзаменационный билет № 12
Вопрос 1. Азот. Получение и свойства.
Вопрос 2. Оксид хрома (VI), массой 2 г, растворили в воде, массой 500 г.
Рассчитайте массовую
долю хромовой кислоты H2CrO4 в полученном растворе.
Экзаменационный билет № 13
Вопрос 1. Аммиак. Соли аммония. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Смесь Mg и его оксида массой 5,1 г обработали соляной кислотой. При
этом выделилось 3,74 л водорода. Определить процентный состав смеси.
Экзаменационный билет № 14
Вопрос 1. Оксиды азота. Азотная кислота. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. К оксиду серы (IV), массой 3,2 г, добавили кислород, массой 2,4 г.
Вычислите объемную долю оксида серы в полученной газовой смеси.
Экзаменационный билет № 15
Вопрос 1. Фосфор. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия. Напишите
уравнения реакций, протекающих при этих процессах.
Экзаменационный билет № 16
Вопрос 1. Оксиды и кислоты фосфора. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Вычислите массовую долю углерода в карбонате натрия и
гидрокарбонате натрия.
Экзаменационный билет № 17
Вопрос 1. Кристаллическое строение металлов. Физические и химические свойства
металлов.
Вопрос 2. В раствор гидроксида калия (масса растворенного KOH равна 14 г)
пропустили
оксид углерода (IV), объемом 2,8 л (н.у.). Какая соль образуется при этом?
Определить массу соли в полученном растворе.
Экзаменационный билет № 18
Вопрос 1. Щелочные металлы. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
4
0
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 4.48 л
(н.у.).
Экзаменационный билет № 19
Вопрос 1. Алюминий. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. В серной кислоте растворили магний, массой 6 г, и медь, массой 6,5 г.
Определите объем водорода, измеренный при н.у., который выделится при этом.
Экзаменационный билет № 20
Вопрос 1. Хром. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17,3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
Экзаменационный билет № 21
Вопрос 1. Железо. Физические и химические свойства железа. Сплавы железа.
Вопрос 2. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при
выходе 80%?
Экзаменационный билет № 22
Вопрос 1. Общая характеристика благородных газов. Гелий, нахождение в природе,
получение, применение, физические и химические свойства.
Вопрос 2. При взаимодействии железа, массой 28 г, с хлором образовалась смесь
хлоридов железа (II) и (III), массой 77,7 г. Рассчитайте массу хлорида железа (III)
в полученной смеси.
Экзаменационный билет № 23
Вопрос 1. Диоксид кремния. Получение, применение, свойства. Кремниевые
кислоты и их соли.
Вопрос 2. Вычислите массу технического алюминия (массовая доля алюминия
80,5%), который
потребуется для алюмотермического получения магния, массой 50 кг, из оксида
магния.
Экзаменационный билет № 24
Вопрос 1. Кремний в природе. Получение и свойства кремния. Соединения
кремния с водородом и галогенами.
Вопрос 2. Рассчитайте объем SO2, который потребуется для получения серной
кислоты, массой 15 кг. Производственные потери веществ составляют 15%.
Экзаменационный билет № 25
Вопрос 1. Магний. Нахождение в природе, получение, физические и химические
свойства, применение.
Вопрос 2. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии
6,0 г магния с избытком разбавленной серной кислоты, если используется 90% газа?
Экзаменационный билет № 26
Вопрос 1. Кальций. Нахождение в природе, получение, физические и химические
свойства, применение.
Вопрос 2. Для получения чистого железа используют электролиз водного раствора
сульфата железа (II). Напишите уравнения реакций, протекающих при этих
процессах.
Экзаменационный билет № 27
4
1
Вопрос 1. Химические свойства концентрированных неорганических кислот (в т.ч.
серной и азотной).
Вопрос 2. Смесь кальция и его оксида массой 5.1 г обработали соляной кислотой.
При этом выделилось 3.74 л водорода (н.у.). Определить процентный состав смеси.
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.
Посещение лекций – 120 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – 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.
Зачетное тестирование – 20 баллов.
Итого: 390 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 340, для оценки 4
– не менее 280 баллов и для оценки 3 – не менее 210 баллов. Если оценка студента не
устраивает или он набрал менее 210 баллов, студент сдает экзамен по дисциплине.
4
2
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.
РАЗДЕЛ 3. Содержательный компонент теоретического материала.
Лекция 1. Водород и кислород.
1.1 Водород в природе.
1.2 Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.
1.3 Физические и химические свойства водорода. Применение водорода.
1.4 Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение.
1.5 Кислород в природе. Характеристика состава воздуха.
1.6 Получение, физические и химические свойства кислорода. Биогеохимический
круговорот кислорода.
1.7 Озон. Превращения озона в кислород и взаимодействия оксида азота (II) с озоном.
Лекция 2. Галогены и их соединения.
2.1 Общая характеристика галогенов. Галогены в природе.
2.2 Физические свойства галогенов.
2.3 Химические свойства галогенов.
2.4 Получение (лабораторные и промышленные методы) и применение галогенов.
2.5 Соединения галогенов с водородом, их физические и химические свойства.
2.6 Соединения галогенов кислородом, их физические и химические свойства.
Лекция 3-4. Сера и ее соединения.
1. Сера в природе. Получение серы.
2. Физические и химические свойства серы. Применение серы.
3. Сероводород, получение, физические и химические свойства, применение.
4. Сульфиды, получение, физические и химические свойства, применение.
5. Диоксид серы, получение, физические и химические свойства, применение.
6 .Сернистая кислота, получение, физические и химические свойства, применение.
7. Триоксид серы, получение, физические и химические свойства, применение.
8. Серная кислота, получение, физические и химические свойства, применение.
9. Круговорот серы и факторы, влияющие на него.
Лекция 5-6. Азот в природе и промышленности.
1. Азот в природе. Получение и свойства азота.
2. Аммиак. Соли аммония. Свойства, получение, применение аммиака.
3. Оксиды азота. Свойства, получение, применение.
4. Азотистая кислота, химические свойства, получение применение. Нитриты.
5. Азотная кислота. Химические свойства разбавленной и концентрированной азотной
кислоты. ОВР.
6. Получение, применение.
4
3
7. Нитраты.
Лекция 7. Фосфор и его соединения.
7.1 Фосфор в природе.
7.2 Получение и свойства фосфора.
7.3 Соединения фосфора с водородом и галогенами.
7.4 Оксиды и кислоты фосфора.
7.5 Круговороты азота и фосфора и факторы, влияющие на них. Реакций связывания
7.6фосфора в природе.
7.7 Фосфорные удобрения.
Лекция 8. IV группа элементов.
8.1 Углерод в природе. Аллотропные модификации углерода.
8.2 Химические свойства углерода. Карбиды.
8.3 Диоксид углерода, угольная кислота, их получение и химические свойства.
8.4 Оксид углерода (II).
8.5 Соединения углерода с серой и азотом.
8.6 Биогеохимический круговорот углекислого газа.
8.7 Кремний в природе. Получение и свойства кремния.
8.8 Соединения кремния с водородом и галогенами.
8.9 Диоксид кремния, его химические свойства.
8.10 Кремниевые кислоты и их соли.
Лекция 9. Общие свойства металлов.
9.1 Электронное строение металлов.
9.2 Кристаллическое строение металлов.
9.3 Физические свойства металлов.
9.4 Общие химические свойства металлов.
9.5 Получение металлов. Сплавы.
9.6 Проблемы загрязнения природных объектов тяжелыми металлами.
7.8 Коррозия металлов.
Лекция 10. Щелочные и щелочно-земельные металлы.
10.1 Щелочные металлы в природе.
10.2 Получение и свойства щелочных металлов.
10.3 Натрий, физические и химические свойства, получение, применение.
10.4 Калий, физические и химические свойства, получение, применение.
Лекция 11. Щелочно-земельные металлы.
11.1 Магний, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
11.2 Кальций, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
11.3 Жесткость воды и методы ее устранения.
Лекция 12. АЛЮМИНИЙ .
12.1 Алюминий, нахождение в природе.
12.2 Получение алюминия (лабораторные и промышленные методы).
4
4
12.3 Физические и химические свойства алюминия, применение.
12.4 Оксиды алюминия, нахождение в природе, получение (лабораторные
промышленные методы), физические и химические свойства, применение.
и
Лекция 13. ХРОМ.
13. 1Хром, нахождение в природе.
13.2 Получение хрома (лабораторные и промышленные методы).
13.3 Физические и химические свойства хрома, применение.
13.4 Оксиды хрома, нахождение в природе, получение (лабораторные и промышленные
методы), физические и химические свойства, применение.
Лекция 14. СЕМЕЙСТВО ЖЕЛЕЗА.
14.1 Железо. Нахождение в природе. Физические свойства железа.
14.2 Диаграмма состояния железо-углерод.
14.3 Производство чугуна и стали. Сплавы железа.
14.4 Химические свойства железа. Соединения железа и их свойства.
Лекция 15. БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ. ПЛАТИНОВЫЕ МЕТАЛЛЫ.
15.1 Общая характеристика благородных газов.
15.2 Гелий, нахождение в природе, получение, применение, физические и химические
свойства.
15.3 Общая характеристика платиновых металлов.
15.4 Платина, палладий, иридий, нахождение в природе, получение, применение,
физические и химические свойства.
РАЗДЕЛ 4. Словарь терминов (Глоссарий).
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).
4
5
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+.
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.
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.
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).
4
6
Аллотропия — явление образования нескольких простых веществ атомами одного и того
же химического элемента.
РАЗДЕЛ 5. Практикум по решению задач (практических ситуаций) по
темам лекций.
Задачи решают в единой системе измерения.
Пример 1. 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.
4
7
5 г HCl улетучится при нагревании. Ответ. m(полученного р-ра HCl) = 40 – 5 = 35 г.
Пример 2. 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.
Ответ. K'раств(0 °С) = 59,5 г.
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.
Ст. преподаватель
Учебный
год
2005/2006
Факультет
Специальность
Естественногеографический
032400- БиологияГеография
4
8
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
2006/2007
2007/2008
Естественно050102- Биология
географический
Естественно032400- Биологиягеографический
География
4
9
Скачать

ЕН.Ф5 Химия неорганическая (ОФО)