Перечень вопросов для проведения контроля по модулям

1. Модуль I. Важнейшие классы неорганических соединений.Основные понятия и законы химии.

1. Какие бинарные соединения называются оксидами? Какова степень окисления кислорода и элемента в этих соединениях? Какие типы оксидов Вы знаете? Дайте определение этих типов оксидов. Химические свойства оксидов.

2. Какие вещества называются основаниями? Как изменяются свойства оснований в пределах одной главной подгруппы с увеличением степени окисления элемента; с увеличением порядкового номера элемента? Химические свойства оснований.

3. Какие вещества называются кислотами? Как определить степень окисления кислотообразующего элемента и составить структурную формулу кислоты? Как определить основность кислоты и заряд кислотного остатка? Химические свойства кислот.

4. Какие соединения называются солями? Как классифицируют соли? Какие соли называются нормальными (средними)? Какие соли называются гидросолями? Какие соли называются гидроксосолями? Приведите уравнения реакций всех способов получение солей?

5. Какие понятия лежат в основе атомно-молекулярного учения? Дайте определение понятий: атом, молекула, элемент, простое вещество. Понятия: масса атома и относительная атомная масса; масса молекулы и относительная молекулярная масса. Дайте определение единицы количества вещества- моль.

6. Основные законы химии: закон сохранения массы материи, постоянства состава, простых объемных отношений, закон Авогадро и следствие из него, газовые законы (Гей-Люссака, Бойля Мариотта), объединенный газовый закон Менделеева-Клапейрона.

7. Что называют плотностью вещества d и относительной плотностью Д?

8. Определить молярную массу газа, если 2, 94 г этого газа при температуре 107⁰С и давлении 83, 2 кПа занимают объем 570 мл.

9. Молярная масса газа 17, 4 г/моль. Определите массу газа, которая при 20⁰С и давлении 1, 038× 10⁵ Па занимает объем 0, 02м³.

10. Определить давление кислорода, если 0, 1 кг его находится в сосуде объемом 0, 02 м³ при 20⁰С.

11. Масса 0, 327× 10^{-3 м3} газа при 13⁰С и давлении 1, 040× 10⁵ Па равна 0, 828× 10^{-3 кг. Вычислите молярную массу газа.}

12. Кислород находится в сосуде, объем которого равен 40 л при температуре 22⁰С и давлении 500 кПа. Определите массу кислорода.

13. Средняя относительная молекулярная масса воздуха равна 29. Вычислить массу воздуха в объеме 1 м³ при 20⁰С и давлении 1х10⁵Па.

14. При каком давлении масса хлора объемом 3× 10^{-3 м3} составит 2, 5× 10^{-3 кг, если температура равна 230}С.

15. Рассчитайте молекулярную массу газа, если 7× 10^{-3 кг}его при 20⁰С и 0, 253× 10⁵ Па занимают объем 22, 18× 10^{-3 м3}.

16. При 17⁰С и давлении 1, 040× 10^-3 Па масса 0, 624× 10^{-3 м3} газа равна 1, 56× 10^{-3 кг. Определите молярную массу газа.}

17. Определите давление 0, 05 кг этилена в сосуде объемом × 10^{-2 м3} при –2⁰С.

18. Вычислить массу оксида серы (IV), если при температуре 50⁰С и давлении 202, 650× 10³ Па газ занимает 2, 065 м³.

19. Определить относительную молекулярную массу газа, если при давлении 104 кПа и 17⁰С масса 624 мл газа равна 1, 56 г.

20. Определить молярную массу газа, если 100 г газа находится в сосуде объемом 0, 02 м³ при 20⁰С, давлении 280, 64 кПа.

2. Модуль II. Строение атома и систематика химических элементов. Химическая связь.

1. В чем заключается суть планетарной модели Резерфорда? Укажите недостаток этой модели. Объяснить физический смысл волновой функции электрона, понятий «плотность вероятности», «орбиталь».

2. Квантовые числа. Какие значения могут принимать квантовые числа, характеризующие состояние электрона в атоме?

3. Сформулируйте правила, которыми определяется число орбиталей и число электронов данного электронного слоя.

4. В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома p⁷, d¹², p⁴, d⁸ электронов?

5. Дайте современную и первоначальную формулировки периодического закона. Какая является более точной и почему?

6. Правила Клечковского I и II. Используя правила Клечковского I и II, составьте последовательность заполнения орбиталей в атомах.

7. По какому признаку элементы объединяются в s-, p-, d- или f- семейство?

8. Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s- и p- элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера?

9. Что такое сродство к электрону? В каких единицах она выражается? Как изменяется окислитель-ная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера?

10. Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность p- элементов в пе-риоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера элемента? Почему?

11. Объясните природу химической связи и выделение энергии при образовании молекул из атомов. Типы химических связей: ковалентная, ионная, металлическая и водородная.

12. Сформулируйте основные положения теории валентных связей.

13. Каково пространственное расположение относительно центрального атома sp, sp², sp³ гибридных орбиталей?

14. Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами каких веществ она образуется?

15. Как метод валентных связей объясняет угловое строение молекул H S и линейное молекулы CO₂?

16. Сформулируйте основные положения метода МО- ЛКАО.

17. Каковы правила распределения валентных электронов атомов по уровням энергетической диаграммы молекулы?

18. Как по методу МО записать электронную конфигурацию молекулы?

19. Как по характеру заполнения электронами орбиталей определить пара- и диамагнитные молекулы?

20. Порядок связи, энергия связи и длина связи.

3. Модуль III. Растворы.

1. Сформулируйте понятие «раствор». Растворимость. Произведение растворимости.

2. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента (нормальная), моляльная концентрация, титр.

3. Первый и второй закон Рауля. Эбуллиоскопический и криоскопический методы определения молярных масс веществ.

4. Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты.

5. Что такое степень электролитической диссоциации? От чего она зависит?

6. Чему равна константа диссоциации? От каких факторов она зависит?

7. Что такое водородный показатель среды?

8. Гидролиз солей. Какие соли могут подвергаться гидролизу? Что такое степень гидролиза? От каких факторов она зависит? Что такое конечный (полный) гидролиз?

9. Вычислите молярную и эквивалентную концентрации 20%-ного раствора хлорида кальция плотностью 1, 178 г/см³.

10. Рассчитайте титр и нормальную концентрацию раствора с массовой долей H₂SO₄20% (пл. 1, 15г/см³).

11. В воде объемом 450мл растворили 50 гр гидроксида натрия. Плотность раствора 1, 05г/см³. Рассчитайте массовую долю (в %) и титр полученного раствора.

12. Сколько миллилитров 2М H₂SO₄ потребуется для приготовления 0, 05М H₂SO₄ объемом 500мл? Рассчитайте титр и нормальную концентрацию 0, 05М раствора H₂SO₄.

13. Плотность раствора с массовой долей гидроксида калия 40% равна 1, 4 г/см³. Сколько граммов КОН потребуется для приготовления раствора объемом 500мл с массовой долей 40%? Какова нормальная концентрация этого раствора?

14. Раствор, содержащий 11, 04 г глицерина в 800г воды, кристаллизуется при -0, 279⁰С. Вычислите молярную массу глицерина.

15. Вычислите процентную концентрацию водного раствора мочевины (NH₂)₂CO зная, что температура кристаллизации этого раствора равна -0, 465⁰С. Криоскопическая константа вода 1, 86 ⁰.

16. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH₂)₂CO, содержащего 5г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа вода 1, 86⁰.

17. Раствор, содержащий 3, 04г камфоры С₁₀Н₁₆О в 100г бензола, кипит при 80, 714⁰С. Температура кипения бензола 80, 2⁰С. Вычислите эбуллиоскопическую константу бензола.

18. Вычислите молярную массу неэлектролита, зная, что раствор, содержащий 2, 25г этого вещества в 250 г воды, кристаллизируется при -0, 279⁰С. Криоскопическая константа воды 1, 86⁰.

19. Какую массу анилина C₆H₅NH₂ следует растворить в 50г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0, 53⁰С. Эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2, 12⁰.

20. Сколько граммов фенола C₆H₅OH следует растворить в 125г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1, 7⁰С? Криоскопическая константа бензола 5, 1⁰.

Вопросы для подготовки к промежуточной аттестации

1. Вычислите относительную молекулярную и молярную массу:

а) сульфида натрия; б) дигидроксонитрата алюминия.

2. Вычислите массу, количество молекул и объем (при н.у.):

а) 3 моль азота; б) 0, 5моль оксида серы (Ι Ι )

3. Определите молярную массу эквивалента кислоты, основания и соли в реакциях:

а) 3H₂SO₄ + Cr(OH)₃ = Cr(HSO₄)₃ +3H₂O б) H₂SO₄ + Cr(OH)₃ = CrOHSO₄+2H₂O

в) 3H₂SO₄ + 2Cr(OH)₃ = Cr(SO₄)₃ +6H₂O

4. Определите молярную массу газа, если его относительная плотность:

а) по водороду равна 22; б) по воздуху равна 2, 76.

5. Определите эквивалентную массу металла, если известны масса металла и объем вытесненного им водорода (при н.у.):

6. Напишите электронные формулы атомов: Sr, As, Co, Nd и определите семейства элементов.

7. Определите период и группу элемента, если его электронная формула заканчивается так

а) 2s²2p³; б) 3s²3p⁴; в) 3d¹⁰4s². Напишите электронно-графические формулы этих элементов в основном и возбужденном состояниях, укажите в этих состояний возможные степени окисления.

8. Выпишите элементы ПСЭ имеющие валентные электроны: а) ns²np³; б) (n-1)d³ns². В чем их сходство и различие?

9. Расположите по мере возрастания первой энергии ионизации следующие атомы:

а) 1s²; б) 1s²2s²2p²; в) 1s²2s²2p⁵; г) 1s²2s²2p⁶; д) 1s²2s²2p⁶3s¹.

10. Зная число элементов в каждом периоде, определите место элемента в периодической системе и основные черты его химических свойств по порядковому номеру: 35, 42, 56

11. Какая из связей Са-Н или J-Cl является более полярной? К какому из атомов смещена электронная пара? (ЭО_Са=1, 0; ЭО_Н=2, 1; ЭО_J=2, 5; ЭО_Cl=3, 0).

12. Рассмотрите образование молекул CH₄, NH₃, H₂O методом валентных связей. Сравните значения валентных углов (109˚ 28´, 107, 3˚, 104, 5˚ ) и объясните характер их изменения.

13. Рассмотрите образование молекул PCl₃ и BCl₃ методом валентных связей. Сравните пространственные структуры молекул.

14. Рассмотрите образование молекул N₂, NO, CO методом молекулярных орбиталей. Представьте их энергетические диаграммы, определите порядок связи и магнитные свойства молекул.

15. Рассмотрите образование молекулярных ионов O₂^2-, NO⁺ методом МО. Определите порядок связи и магнитные свойства частиц.

16. При разложении 0, 5моль СО₂ поглощается 196, 7кДж теплоты. Определите энтальпию образования СО₂ (кДж/моль).

17. Определите тепловой эффект реакции NaH(к) + H₂O(ж) = NaOH(р) + H₂(г) по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ∆ Н˚ _NaH_(к) = -56, 94кДж/моль, ∆ Н˚ _NaOH_(р) = -469, 47кДж/моль, ∆ Н˚ _H_2O_(ж)= -285, 84кДж/моль.

18. При сгорании 9, 3г фосфора выделяется 229, 5кДж теплоты. Рассчитайте ∆ Н˚ ₂₉₈ оксида фосфора (V).

19. Вычислите константу равновесия реакции CO_(г) + H₂O_(г) D CO_2(г) + H_2(г). Если начальные концентрации веществ (моль/л) равны: [CO] = 0, 01; [H₂O] = 0, 02; [H₂] = 0, 01; [CO₂] = 0, 01. Концентрация СО в состоянии равновесия равна 0, 007моль/л.

20. Во сколько раз изменится скорость химической реакции при увеличении температуры от 300 до 400К, если температурный коэффициент γ равен? Чему равна энергия активации этой реакции?

21. В 100 мл раствора содержится 1г NaCl. Рассчитайте молярную концентрацию и титр раствора.

22. Вычислите молярную и эквивалентную концентрацию раствора хлорида кальция с массовой долей соли 20% и плотностью 1, 179г/см³.

23. В воде объемом 282мл растворили H₃PO₄ массой 18г. Плотность раствора 1, 031г/см³. Вычислите массовую долю (%) кислоты в растворе, титр, молярную и эквивалентную концентрации.

24. При какой температуре (˚ С) будет замерзать раствор, содержащий 18, 8г фенола С₆Н₅ОН (М=94г/моль) в 500г бензола. Криоскопическая постоянная бензола 5, 1˚, температура его замерзания 5, 5˚ С.

25. При растворении 4, 86г серы в 60г бензола температура его кипения повысилась на 0, 81˚. Эбуллиоскопическая постоянная бензола равна 2, 57˚. Сколько атомов содержит молекула серы в этом растворе?

26. Определите степени окисления атомов в следующих молекулах: КNО₃, H₂SO₃, KMnO₄, H₂CrO₇, Na₂CrO₄, PbO₂, K₂MnO₄, H₂O₂, PbSO₄.

27. Составьте электронные уравнения и укажите, какой это процесс – окисление или восстанов-ление: а) SO₃^2-→ SO₄^2-; б) NO₃^-→ NO₂^-; в) Cr₂O₇^2-→ 2Cr³⁺; г) MnO₄^-→ MnO₄^2-; д) ClO₃^-→ Cl^-; е)PbO₂→ Pb²⁺.

28. Сколько моль ионов водорода участвует при восстановлении иона NO₃^- в NH₄⁺?

29. В каком из приведенных соединений сера может быть только окислителем и только восстановителем: K₂SO₃, H₂S, Na₂SO₄, SO₂, H₂SO₃, SO?

30. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций методом электронного баланса:

а) FeS + O₂ → Fe₂O₃ + SO₂; б) NH₄NO₃→ N₂O + H₂O;

в) Mg + HNO₃→ Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃+ H₂O; г) Н₂MnO₄ → НMnO₄ + MnO₂+ H₂O;

д) HCl + K₂Cr₂O₇→ Cl₂ + CrCl₃ + KCl + H₂O.

31. Каким электродом (анодом или катодом) будет никель в паре с следующими металлами: Fe, Ag, Mg, Cu, Pb?

32. В паре с каким из следующих металлов цинк составит гальванический элемент с большей ЭДС: Sn, Co, Al, Ni, Ag, Au?

33. Рассчитайте электродный потенциал (В) меди в 0, 01М раствора соли CuSO₄.

E˚ _Cu²⁺_/Cu= +0, 34B.

34. Рассчитайте потенциал серебряного электрода при 298К и концентрации ионов Ag+ 0, 001моль/л, E˚ _Ag⁺_/Ag = +0, 80В.

35. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению: Ni + Pb(NO₃)₂ = Ni(NO₃)₂ + Pb. Напишите уравнения процессов на катоде и аноде. Вычислите ЭДС элемента, если [Ni²⁺] =0, 01моль/л; [Pb²⁺] =0, 0001моль/л. E˚ _Ni²⁺_/Ni= -0, 25B; E˚ _Pb²⁺_/Pb= -0, 13B.

36. Даны два комплексных соединения, имеющих одинаковый состав CoClSO₄· 5H₂O. Первое взаимодействует с BaCl₂, но не взаимодействует с AgNO₃, второе взаимодействует с AgNO₃, но не взаимодействует с BaSO₄. Напишите координационные формулы этих солей и уравнения их взаимодействия с соответствующими солями.

37. Составьте координационные формулы следующих соединений и назовите их: 2NH₄Cl· PtCl₄; KCl· AuCl₃; 2Ca(CN)₂· Fe(CN)₂; K₂C₂O₄· CuC₂O₄; (NH₄)₄· Fe(SO₄)₂.

38. Напишите формулы следующих комплексных соединений: а) тетрацианоцинкат тетраам минмеди (Ι Ι ); б) триоксалатородиат (Ι Ι Ι ) калия; в) хлорид бромотетраамминаквахрома (Ι Ι Ι ).

39. Чему равна масса алюминия, полученного за 1 час при электролизе расплава хлорида алюминия током силой 10А?

40. Определите время, необходимое для получения 0, 5кг металлического натрия при электролизе расплава гидроксида натрия при силе тока 2300А. Выход по току равен 40%. Какой объем (л) кислорода был выделен в этих условиях?

Политика и процедура курса

Все виды работ необходимо выполнять и защищать в указанные сроки. Студенты, не сдавшие очередное задание или получившие за его выполнение менее 50% баллов, имеют возможность отработать указанное задание по дополнительному графику.

Студенты, пропустившие лабораторные занятия по уважительной причине, отрабатывают их в дополнительное время в присутствии лаборанта после допуска преподавателя. Студенты, не выполнившие все втды работ, к экзамену не допускаются.

СОДЕРЖАНИЕ АКТИВНОГО РАЗДАТОЧНОГО МАТЕРИАЛА

2.1 Тематический план курса

Изучение дисциплины «Химия» предполагает обязательные лекционные (2 кредита) и лабораторные занятия (1 кредит), а также самостоятельную работу студентов (СРС и СРСП). Такие комплексные занятия обеспечивают усвоение курса, способствуют приобретению студентами фундаментальных химических знаний.

Тематический план дисциплины с указанием наименований тем и количества академических часов по всем видам занятий (по темам) приведен в таблице 6.

Таблица6

Тематический план курса

Распределение часов по видам занятий (3 кредита)

	Наименование темы	Количество академических часов
№	Лекция	Лабор. занятия	Практи-ческие занятия	СРСП Ауд/Оф	СРС
1	2	3	4	5	6	7
	Введение. Предмет и задачи химии. Значение химии в изучении природы и развития техники. Основные классы неорганических соединений.
	Основные понятия и законы химии. Элемент, атом, молекула, молекулярная масса, моль, эквивалент. Законы: сохранения энергии, постоянства состава, кратных отношений, объёмных отношений, эквивалентов и закон Авогадро.
	Электронное строение атома. Квантово-механические представления о строении атомов. Строение молекул. Теории строения атомов по Резерфорду, Бору. Квантовые числа. Принцип Паули. Правила Гунда, Клечковского I и II. Атомные ядра, их состав. Изотопы, изобары. Периодический закон Д.И. Менделеева. Электронная структура атомов. Структура периодической системы. Изменение атомных характеристик (энергия ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности, радиусов атомов и ионов).
	Химическая связь, ее природа. Важнейшие типы химической связи. Ковалентная связь. Валентность атомов. Метод валентных связей (МВС). Строение молекул. Гибридизация атомных орбиталей. Метод молекулярных орбиталей (ММО). Парамагнетики, диамагнетики, кратность связи. Ионная связь. Водородная связь.
	Общие закономерности протекания химических реакций. Энергетика химических превращений. Химическая термодинамика.Первый и второй законы термодинамики. Изобарно-изотермический эффект. Энтальпия. Тепловой эффект химической реакции. Внутренняя энергия. Закон Гесса. Энтропия. Энергия Гиббса. Химическая кинетика. Скорость и механизм протекания химических реакций. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Понятие о катализе.
	Растворы. Способы выражения составов растворов. Свойства растворов неэлектролитов. Осмос, закон Вант-Гоффа. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса.Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели. Произведение растворимости. Ионный обмен. Реакция нейтрализации. Гидролиз солей. Константы и степень гидролиза. Влияние температуры и концентрации на степень гидролиза.
	Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окисление и восстановление. Типы ОВР. Методы: электронного баланса, полуреакций. Электрохимические процессы. Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Водородный полуэлемент. Электрохимический ряд металлов. Гальванические элементы. Электролиз. Законы электролиза. Электролиз расплавов и растворов электролитов. Выход по току.
	Комплексные соединения. Теория комплексных соединений А. Вернера. Строение комплексных соединений: внутренняя и внешняя сферы. Комплексообразователь, лиганды, координационное число. Номенклатура комплексных соединений. Диссоциация КС.
	Всего часов

Конспект лекционных занятий

Тема лекции 1: Введение. Предмет химии. Основные классы неорганических соединений. (2 часа).

Материя проявляется в двух формах – вещества и поля. Вещество – одна из основных форм существования материи, состоящая из частиц, имеющих собственную массу, массу покоя. Например, молекул, атомов, электронов, атомных ядер. Поле – это такая форма существования материи, которая характеризуется, прежде всего, энергией. Посредством поля осуществляется связь и взаимодействие между частицами вещества.

В настоящее время известно около 6 млн. различных природных и искусственно полученных веществ.

Неотъемлемым свойством материи, ее атрибутом является движение. Материя находится в непрерывном движении, она неразрывно связана с движением. Формы движения материи очень разнообразны, они взаимосвязаны, могут переходить одна в другую. Например, механическая в электрическую, электрическая в тепловую и т. д.

Простейшим носителем химической формы движения материи является атом. При химических процессах происходит обмен атомами между различными веществами, разрушение одних веществ и возникновение других, т. е. в результате химических процессов возникают новые вещества с другими физическими и химическими свойствами. Следовательно, химическое изменение обязательно сопровождается появлением новых химических индивидов.

Химия – наука о веществах и их превращениях, сопровождающихся перераспределением химических связей между атомами, как входящими в состав химических частиц, так и свободными.

Химия изучает состав, строение, свойства веществ и их превращения.

Как одна из отраслей естествознания химия связана с другими науками (геохимия, физ. химия, космохимия и др.).

Предметом изучения нашего курса является химия. Это – основные понятия и законы химии, общие закономерности протекания химических реакций, теория химической связи, учение о растворах и другие основополагающие концепции химии.

Велико значение химии в технике, развитие которой немыслимо без понимания процессов превращения веществ. Применение законов химии позволяет совершенствовать существующие и создавать новые процессы, технологии и материалы.

Химические реакции широко применяются во многих производственных процессах. Например, процессы окисления-восстановления в металлургии, получение металлов, топлива, электроэнергии, синтетических материалов, продуктов питания непосредственно связаны с химическими реакциями. Для развития новой техники и технологий необходимы материалы с особыми заданными свойствами – сверхтвердые, жаростойкие, сверхчистые, устойчивые к коррозии. Такие материалы позволяет получить химическая промышленность. Все вышесказанное подтверждает необходимость изучения химии для инженера любой специальности, а дисциплины неорганическая химия – инженера химико-технологической специальности.

Основные классы неорганических соединений:

Оксиды

Кислоты

3. Основания (Гидроксиды).

4. Соли: средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли).

Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства.

Слова " кислота" и " кислый" не зря имеют общий корень. Растворы всех кислот на вкус кислые. Это не означает, что раствор любой кислоты можно пробовать на язык – среди них встречаются очень едкие и даже ядовитые. Но такие кислоты как уксусная (содержится в столовом уксусе), яблочная, лимонная, аскорбиновая (витамин С), щавелевая и некоторые другие (эти кислоты содержатся в растениях) знакомы вам именно своим кислым вкусом.

Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение: Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:

H₂SO₄	+	Mg	=	MgSO₄	+	H₂
серная кислота		металл		соль		водород

H₂SO₄	+	MgO	=	MgSO₄	+	H₂O
серная кислота		оксид		соль		вода

Давайте на примере серной кислоты рассмотрим ее образование из кислотного оксида SO₃, а затем реакцию серной кислоты с магнием. Валентности всех элементов, участвующих в реакции, нам известны, поэтому напишем соединения в виде структурных формул:

Эти примеры позволяют легко проследить связь между кислотным оксидом SO₃, кислотой H₂SO₄ и солью MgSO₄. Одно " рождается" из другого, причем атом серы и атомы кислорода переходят из соединения одного класса (кислотный оксид) в соединения других классов (кислота, соль). Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода. По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные (табл. 8-1).

** Термин " одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется " одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

HCl + KOH = KCl + H₂O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже " два основания", а трехосновная – " три основания":

H₂SO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + 2 H₂O

H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3 H₂O

Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот.

1. Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их реакций с основаниями.

2. Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:

кислота		основание		соль		вода
H₂SO₄	+	Ca(OH)₂	=	CaSO₄	+	2H₂O
H₃PO₄	+	Fe(OH)₃	=	FePO₄	+	3H₂O
2 H₃PO₄	+	3 Ca(OH)₂	=	Ca₃(PO₄)₂	+	6H₂O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

H₂SiO₃ + 2 NaOH = Na₂SiO₃ + 2H₂O

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

кислота		оксид		соль		вода
2 HCl	+	CaO	=	CaCl₂	+	H₂O
2H₃PO₄	+	Fe₂O₃	=	2 FePO₄	+	3H₂O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO₄, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

4. Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

кислота		металл		соль
HCl	+	Hg	=	не образуется
2 HCl		2 Na	=	2 NaCl	+	H₂
H₂SO₄	+	Zn	=	ZnSO₄	+	H₂

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 8-4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

Таблица 8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

Сильные кислоты	Слабые кислоты
HI иодоводородная HBr бромоводородная HCl хлороводородная H₂SO₄серная HNO₃ азотная	HF фтороводородная H₃PO₄ фосфорная H₂SO₃ сернистая H₂S сероводородная H₂CO₃ угольная H₂SiO₃ кремниевая

** Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N⁺⁵, а не H⁺, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S⁺⁶ также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

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

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

8 K + 5 H₂SO₄(конц.) = 4 K₂SO₄ + H₂S + 4 H₂O

3 Zn + 4 H₂SO₄(конц.) = 3 ZnSO₄ + S + 4 H₂O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

Основания. Свойства и классификация оснований. Щелочи..

Если вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному " атому" ) в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием. Существует много оснований, которые состоят из атома какого-либо металла и присоединенных к нему гидрокси-групп. Например:

NaOH – гидроксид натрия,

Ca(OH)₂ – гидроксид кальция,

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III),

Гидрокси-группы одновалентны, поэтому формулу основания легко составить по валентности металла. К химическому символу металла надо приписать столько гидрокси-групп, какова валентность металла. Большинство оснований – ионные соединения.

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 Следующая ⇒