Учебное пособие Санкт-Петербург 2010



страница2/23
Дата09.08.2019
Размер0.87 Mb.
#127483
ТипУчебное пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23

Введение

Изучение курса общей и неорганической химии обязательно сопровождается выполнением упражнений и решением задач, что необходимо для прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.

В процессе изучения химии студенты должны выполнить несколько индивидуальных заданий по следующим темам курса: «Классы неорганических соединений» [1], «Закон эквивалентов», «Способы выражения концентраций растворов» [2,3,4], «Строение атомов. Химическая связь» [5], «Растворы электролитов» [1,5,6]. Каждая тема может содержать один или несколько разделов и сопровождается краткими теоретическими пояснениями к выполнению заданий со ссылками на литературные источники.

Номер варианта определяет преподаватель. Таблицы вариантов заданий для индивидуальной самостоятельной работы приводятся в конце пособия.

При решении задач рекомендуется соблюдать следующие правила выполнения:


  1. В соответствии с текстом задачи записать краткое условие.

  2. Условие задачи дополнить физико-химическими константами, необходимыми для расчета.

  3. Указать искомую величину.

  4. Составить необходимые пропорции и вывести формулы для расчета.

  5. Подставить численные значения в расчетную формулу и выполнить расчет искомой величины.

  6. Записать ответ задачи.

Задания необходимо выполнять в специальной тетради для индивидуальной самостоятельной работы или на отдельных двойных листах, в зависимости от требований преподавателя. Если задание не зачтено, необходимо отдельно выполнить работу над ошибками, в виде отдельного раздела, озаглавив его: «Работа над ошибками к разделу №….» и там внести исправления. Исправленное задание вновь сдается на проверку.

К сдаче зачетов и экзаменов допускаются студенты, выполнившие все индивидуальные задания.


1. Классы неорганических соединений

Все неорганические вещества подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли и гидриды.



Оксидами называются сложные соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Оксиды бывают основные, то есть образованные типичными металлами (Na2O, CaO, CuO, FeO), кислотные, образованные неметаллами (SO3, N2O5, CO2), амфотерные, образованные амфотерными металлом со степенью окисления 2÷4 (ZnO, Al2O3, SnO2) и необразующе соли (СО, N2O, NO). Кислотным оксидам соответствуют - кислоты, сложные соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка: Н24 → 2Н+ + SО42–; НСl → H+ + Cl. Кислоты классифицируются по основности на одно-, двух-, трех- и т.д., по содержанию кислорода: кислородсодержащие и бескислородные3РО4, H2S), по способности к диссоциации: сильные электролиты и слабые электролиты. К сильным относят такие, которые имеют константу диссоциации больше 10-2 (Приложение 3). Причем сильные диссоциируют в одну ступень и необратимо: Н2S2О7 → 2Н+ + S2О72–, слабые – ступенчато и обратимо: H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 ↔ H+ + HPO42– ↔ H+ + PO43–.

Основным оксидам соответствуют основания, сложные соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металла и ОН: КОН→К+ + ОН; Са(ОН)2 → Са2+ + 2ОН. Основания классифицируются по кислотности на одно-, двух-, трех- и т.д., по способности к диссоциации: сильные электролиты и слабые электролиты. Причем сильные, также как и кислоты, диссоциируют в одну ступень и необратимо: Ва(ОН)2 → 2ОН + Ва2+, а слабые – ступенчато и обратимо: Сu(ОН)2 ↔ СuOH+ + OH ↔ Сu2+ + OH.

Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды. Все амфотерные основания – слабые электролиты и диссоциируют обратимо и ступенчато. Для амфотерных соединений соответствует равновесие между кислотными и основными свойствами, которые проявляются в зависимости от партнера по химической реакции: Al2O3 + 6НСl → 2AlСl3 + 3H2O либо Al2O3+ 2КОН → 2К[Al(OH)4] + Н2О, поскольку наблюдается равновесие между кислотной и основной формой гидроксида алюминия: НAlO2↔ Al(OН)3.

Реакции взаимодействия между кислотой и основанием называются реакциями нейтрализации, в результате которых происходит образование соли и воды.



Соли - сложные соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка. Поскольку все соли являются сильными электролитами, они диссоциируют необратимо и в одну ступень: AlСl3 → Al3+ + 3Сl . Если в реакции участвуют вещества в эквимолярных соотношениях, то образуются средние соли. При избытке одного из компонентов (кислоты или основания) могут образоваться кислые или основные соли. Кислые соли образуются при недостатке основания и содержат незамещенные ионы Н+. Основные соли образуются при недостатке кислоты и содержат незамещенные ОН группы. Существуют два вида номенклатуры для названий отдельных классов соединений: традиционная для обычных распространенных кислот, таких как: серная, соляная, азотная и систематическая для менее распространенных, содержащих кислотообразующие элементы с переменной степенью окисления, например, тетраоксохлорат (VII) водорода или хлорная, гептаоксотетраборат (III) водорода или дисерная и т.п. (cм. Приложение 1).

В названиях оснований преимущество отдается чаще всего систематическим названиям (гидроксид железа (II), гидроксид натрия и т. д).

Систематические названия в названиях оксидов применяются чаще для обозначения димеров, таких как Р4О10 – декаоксидтетрафосфора, традиционные для обозначения распространенных оксидов Р2О5 – оксид фосфора (V).

Для обозначения солей традиционных кислот используются традиционные названия, для малораспространенных – систематические (гидрокарбонат калия – КНСО3, пероксодисульфат (VI) калия – К2S2О62), соответственно, и т. д.). Более детально номенклатура химических соединений рассмотрена в учебнике Степина Б.Д. и Цветкова А.А. [1].

Графические формулы солей в действительности не отвечают настоящей форме молекулы, однако умение их составлять помогает лучше понять последовательность соединения атомов в молекуле, установить число связей данного атома, а также определить кратность этих связей (одинарные, двойные или тройные). Полученный навык поможет в дальнейшем научиться правильно строить формулы органических молекул.

Суть построения графических формул заключается в том, что, во-первых, число связей данного элемента в молекуле в точности должно соответствовать его валентности. Во-вторых, один элемент соединяется с другим элементом или с водородом (в кислородсодержащих молекулах) через кислород. В-третьих, кислород в молекулах всегда двухвалентен, а водород одновалентен. В-четвертых, в молекулах рядом могут стоять максимум два кислорода, причем такая последовательность характерна только для соединений, содержащих пероксидную группировку - О - О -.



ПРИМЕР 1:

Н24 Са(ОН)2 СаSО4

S

О

О



О

О

О



О

О

О



S

О

О



Н

Н

Н



Н

Са

Са
Для построения графической формулы соли более сложного строения можно применить следующий прием.

1. Составляется уравнение химической реакции и расставляются коэффициенты.

2. Данное уравнение записывается в графической форме, причем количество молекул изображается в соответствии с уравнением.

3. Удаляется нужное количество молекул воды (в соответствии с уравнением).

4. Оставшиеся после удаления воды связи соединяются с образованием соли.

ПРИМЕР 2: 2АI(ОН)3 + 3Н24  АI2(SО4)3 + 6Н2О

Аналогичным образом можно построить любые основные и кислые соли.

Соли можно получить как при реакции нейтрализации, так и при взаимодействии кислотных и основных оксидов. Каждому основному оксиду соответствует основание. Каждому кислотному оксиду соответствует кислота. Амфотерному оксиду соответствуют и кислота, и основание. Непосредственно с водой вступают в реакцию только растворимые оксиды, при этом может образоваться кислота или основание. Определить эмпирическую формулу кислоты по ее оксиду можно, прибавив воду к данной молекуле оксида, «в столбик».
ПРИМЕР 3: Cr2О3

+ Н2 О

--------------------

Н2Cr2О4  НCrО2 – хромистая кислота.

Причем, сокращать индексы допускается только в неорганических молекулах.

Соответственно, получить формулу оксида по известной формуле кислоты можно достаточно легко, определив предварительно степени окисления атомов в молекуле. При этом учитывается, что водород имеет в большинстве случаев степень окисления +1, а кислород –2. Кроме того, сумма степеней окисления элементов в молекуле всегда равна 0.


ПРИМЕР 4:

Если требуется составить формулу оксида хрома, соответствующую дихромовой кислоте – Н2Cr2О7, необходимо сначала определить степень окисления иона хрома. Для этого можно составить простейшее уравнение, где х – степень окисления хрома: Н2+ Cr2х О7–2 или 2(+1) + 2х + 7(–2) = 0. Решая его, определим, что х = +6. Таким образом, поскольку молекула оксида хрома Crх+6 Оу–2 должна быть нейтральна, число положительных зарядов должно быть равно числу отрицательных, то есть 6х = 2у. Наименьшее общее кратное равно 6, следовательно, 6 ·1 = 2 · 3, откуда формула имеет вид Cr2+6 О6–2 или CrО3.



Каталог: wp-content -> uploads -> 2014
2014 -> Программа профессионального модуля техническое обслуживание и ремонт автомобилей Профессия: 23. 01. 03 Автомеханик
2014 -> Нп «палата судебных экспертов»
2014 -> Памятка по протезированию
2014 -> Маникюр маникюр от opi
2014 -> Cборник заданий тестового типа для контроля знаний учащихся по профессии нпо 190631
2014 -> Аир: Часто используется как связующий элемент в заклинаниях или в заговорах, а сам по себе для контроля над личностью. Растущий в саду, аир принесет удачу садовнику и большой урожай растений поблизости. Акация
2014 -> Разбудить сонную артерию
2014 -> Эльмир мамедов


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница