ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

СИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

ФЕДЕРАЛЬНОГО АГЕНТСТВА ПО ЗДРАВООХРАНЕНИЮ
И СОЦИАЛЬНОМУ РАЗВИТИЮ

Кафедра химии

ПРОГРАММА,

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Учебно-методическое пособие для студентов 1 курса

заочного отделения фармацевтического факультета.

ВАРИАНТ № 1

Томск – 2014

Учебно-методическое пособие подготовили:

Белоусова Н.И., Шевцова Т.А., Цыбукова Т.Н., Москальчук А.Н.

УДК: 546 (075)

ББК: Г1я7

О: 753

Программа, методические указания и контрольные задания по общей и неорганической химии. Вариант № 1: Учебно-методическое пособие для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Под ред. профессора М.С.Юсубова. – Томск: СибГМУ, 2007 – 64 стр.

Пособие предназначено для студентов 1 курса фармацевтического факультета Сибирского государственного медицинского университета (заочное форма обучения), обучающихся самостоятельно и под непосредственным руководством преподавателя во время сессии и составлено согласно действующей учебной программе. Им могут пользоваться также студенты, осваивающие программу курса с помощью дистанционного метода. В пособие изложены: программа курса, методические указания и примеры к каждому из четырех контрольных заданий, литература, вопросы к экзамену, образец экзаменационного билета.

Рецензенты:

Плакидкин А.А. – доцент кафедры неорганической химии ТПУ

Батырева В.А. – доцент кафедры неорганической химии ТГУ

Печатается по постановлению учебно-методической комиссии фармацевтического факультета (протокол № 9 от 29.05.07 г.)

Сибирского государственного медицинского университета

Введение

На фармацевтическом факультете изучению химии отводится значительное место, поскольку деятельность фармацевта и провизора постоянно связана с химическими веществами и их соединениями.

Среди химических дисциплин ведущая роль принадлежит общей и неорганической химии, закладывающей прочную теоретическую основу для последующего изучения аналитической, физической, органической, фармацевтической химии, токсикологии, технологии лекарственных форм.

Изучение данного курса позволит получить современное научное представление о материи и формах ее существования, о веществах и химических соединениях, об их свойствах, механизмах их превращений и применении.

В результате курса общей и неорганической химии студенты должны приобрести следующие навыки и умения:

- самостоятельно работать с учебной и справочной литературой;

- активно использовать номенклатуру неорганических соединений;

- на основании периодического закона и знаний о строении электронных оболочек атомов прогнозировать свойства и взаимодействие химических элементов и их соединений, применяемых в фармации, и решать соответствующие этом превращениям количественные задачи;

- используя энергетические характеристики химических процессов, прогнозировать направление и глубину их протекания;

- уметь предсказать образование осадка при сливании растворов известной концентрации;

- проводить простой учебно-исследовательский эксперимент на основе овладения основными приемами техники лабораторных работ, оформлять результаты, формировать выводы.

Общие методические указания

I.Самостоятельная работа

Основная форма студентов-заочников при изучении курса – самостоятельная работа с учебной литературой по химии и справочным материалом. Эта работа сопровождается выполнением 4-х контрольных заданий в соответствии со следующими рекомендациями и требованиями.

Рекомендации

1. К выполнению контрольного задания следует приступать после глубокого изучения соответствующего материала по учебнику и тщательного разбора решений типовых задач и упражнений, приведенных в данном пособии к каждому разделу.

2. Ответы на теоретические вопросы должны быть четко обоснованы и грамотно изложены.

3. При решении задач нужно приводить весь ход решения по действиям и все математические расчеты.

4. При выполнении всех практических упражнений следует внимательно относиться к их условиям.

Требования

1. Контрольные задания должны быть аккуратно оформлены. Для замечаний (рецензий) следует оставлять поля. Ответы на вопросы должны быть в том порядке, в каком они указаны в задании.

2. После выполненного контрольного задания должен быть приведен список использованной литературы.

3. Выполненное контрольное задание должно быть датировано, подписано студентом и выслано на проверку (рецензирование) в университет.

4. Если контрольное задание не зачтено, оно выполняется повторно, в соответствии с замечаниями рецензента.

II.Экзаменационная сессия

В конце учебного года проводится экзаменационная сессия. В это время студенты-заочники прослушивают курс лекций по предмету, посещают семинарские занятия и выполняют лабораторно-практический практикум в соответствии с программой курса. Сессия заканчивается сдачей экзамена.

III.Консультации. Экзамен

Во время сессии консультации проводятся непосредственно перед сдачей экзамена. К сдаче экзамена допускаются студенты, выполнившие 4 домашних контрольных задания и прошедшие полный курс обучения во время сессии.

Содержание курса и объем требований, предъявляемых к студенты по сдаче экзамена, определяет программа по химии для студентов фармацевтических вузов и фармацевтических факультетов медицинских вузов.

Список условных сокращений

ПЗ – периодический закон

ПСЭ – периодическая система элементов

ОЭО – относительная электроотрицательность

МВС – метод валентных связей

ММО – метод молекулярных орбиталей

КС – комплексные соединения

к.ч. – координационное число

с.о. – степень окисления

ОВР – окислительно-восстановительные реакции

ОВ – окислительно-восстановительные (например, свойства)

ЭДС – электродвижущая сила

КО – кислотно-основные (например, свойства)

МЭБ – метод электронного баланса

МПР – метод полуреакций

Часть 1. Общая химия

Раздел I.	Основные понятия и законы химии.
	Строение вещества.
	Реакции с переносом электронов.

1. Основные понятия и законы химии.

- Атомно-молекулярная теория М.В.Ломоносова. Законы сохранения массы и вещества. Закон постоянства состава и его современная трактовка. Закон Авогадро. Атом. Молекула. Элемент. Вещество. Моль – единица количества вещества. Валентность и степень окисления. Размеры и вес атомов и молекул. Молярная масса. Понятие эквивалента. Закон эквивалентов.

- Расчеты количеств реагирующих и образующихся веществ в реакциях с участием твердых, жидких, газообразных и растворенных веществ.

2. Строение вещества.

2.1. Электронные оболочки атомов и периодический закон (ПЗ) Д.И.Менделеева. Периодическая система элементов (ПСЭ).

- Основные этапы и диалектика развития представлений о существовании и строении атомов. Планетарная модель атома. Теория Бора и ее недостатки. Изотопы. Изобары.

- Квантово-механическая модель строения атома. Волновые свойства электронов. Квантовые числа. Принцип Паули. Правила Гунда и Клечковского. Валентные электроны. Основное возбужденное и ионизированное состояния атомов. Электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов.

- ПЗ Д.И. Менделеева и его трактовка на основе современной квантово-механической теории строения атомов. ПЗ как пример действия законов материалистической диалектики.

- Структура ПСЭ: периоды, группы, семейства, s-, p-, d-, f-классификация элементов. Длинно- и короткопериодный варианты ПСЭ. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность (ОЭО). Определяющая роль внешних электронных оболочек для химических свойств элементов. Периодических характер изменения свойств элементов. Периодический характер изменения свойств элементов и их соединений.

2.2. Природа химической связи и строение химических соединений.

- Типы химических связей и физико-химические свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связью. Экспериментальные характеристики связей: энергия связи, длина, направленность. Экспериментальная кривая потенциальной энергии молекулы диводорода (двухвалентная химическая связь по Гайтлеру-Лондону на примере молекулы H₂).

- Описание молекул методом валентных связей. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Максимальная ковалентность элемента (насыщаемость ковалентной связи) и ее определение по МВС. Направленность связи как следствие условия максимального перекрывания орбиталей. s- и p-связи и их образование при перекрывании s-, p-, d-орбиталей. Кратность связи в МВС.

- Молекулярные взаимодействия и их природа. Водородная связь и ее разновидности. Биологическая роль водородной связи.

2.3. Комплексные соединения.

- Современное содержание понятия КС. Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сферы, к.ч. центрольного атома. Теория Вернера. Пространственная изомерия КС.

- Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Природа химической связи в КС. Образование и диссоциация КС в растворах. Константы образования и константы нестойкости комплексов.

- Классификация и номенклатура КС. Комплексные кислоты, основания, соли. Хелатные и макроциклические комплексы.

- Биологическая роль КС. Металлоферменты, понятие о строении их активных центров. Химические основы их применения в медицине и фармации.

3. Реакции с переносом электронов.

- Электронная теория ОВР ЛВ.Писсаржевского. ОВ свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в ПСЭ и с.о. элементов в соединениях.

- Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Электродные потенциалы (Е). ЭДС реакции. Определение направления протекания ОВР.

- ОВ двойственность некоторых элементов.

- Типы ОВР. Методы уравнивания: МЭБ и ионно-электронный метод (МПР).

- Представление о влиянии среды (рН раствора) на направление ОВР и характер образующихся продуктов.

- Роль ОВР в метаболизме.

Раздел II.	Скорость химических реакций.
	Химическое равновесие.
	Учение о растворах.
	Химические реакции и равновесие в растворах электролитов.
	Гетерогенные равновесия.

1. Элементы химической кинетики и катализа.

Средняя и мгновенная скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Зависимость скорости реакции от концентрации (ЗДМ для необратимых реакций). Понятие о константе скорости реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры. Понятие о катализе. Ферментативный катализ в биологических системах.

2. Химическое равновесие.

Обратимые и необратимые по направлению химические реакции и состояние химического равновесия. Закон действующих масс (ЗДМ) для состояния химического равновесия (закон химического равновесия). Константа химического равновесия. Определение смещения химического равновесия по принципу Ле-Шателье.

3. Учение о растворах.

- Основные определения: раствор, растворитель, растворенное вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Процесс растворения как физико-химическое явление (Д.И.Менделеев, Н.С.Курнаков). Вода как один из наиболее распространенных растворителей в биосфере. Роль водных растворов в жизнедеятельности организмов.

- Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри, Сеченова.

- Растворимость твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных (общих) свойствах растворов. Осмос и осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Гипо-, изо- и гипертонические растворы. Законы Рауля.

- Теория электролитической диссоциации С.Аррениуса и ее развитие И.А.Каблуковым. Влияние растворителя и растворенного вещества на ионизацию. Состояние ионов в водных растворах. Гидратация ионов, образование аквакатионов. Степень (a) и константа (К) диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

- Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов сильных кислот и оснований.

- Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к ионизации слабых электролитов. Ступенчатый характер ионизации.

- Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности и активность ионов сильных электролитов в растворах.

- Теории кислот и оснований (Аррениуса, протолитическая теория Бренстеда и Лоури, электронная теория Льюиса). Константы кислотности (Ка) и основности (Кв). рН растворов слабых кислот и оснований.

- Амфотерные электролиты. Их диссоциация и растворение амфотерных гидроксидов в сильных кислотах и щелочах.

- Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Факторы, влияющие на гидролиз солей. рН растворов гидролизующихся солей.

- Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Произведение растворимости. Условия растворения и осаждения осадков.

- Способы выражения концентрации растворов.

- Роль ионных, в том числе кислотно-основных взаимодействий при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных смесей. Химическая несовместимость лекарственных веществ.

Литература

Основная:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: ВШ, разл. года изд.

2. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия (для фарм. вузов). – М.: ВШ, 1984.

3. Зеленин К.Н. Химия (для мед. вузов). – С-Пб.: Специальная литература, 1997.

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: ВШ, 1981.

5. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. – М.: ВШ, 1994.

6. Цыбукова Т.Н. Лекции по общей и неорганической химии. – Томск: СибГМУ, 2004.

7. Кузнецова О.Г., Шангина Л.П., Шевцова Т.А., Юсубов М.С. Пособие по химии. Часть II. – Томск, НТЛ, 2001.

Дополнительная:

1. Ершов Ю.А., Попков В.А. и др. Общая химия. – М.: ВШ, 1993.

2. Практикум по неорганической химии. Учебное пособие для студентов вузов, обучающихся по специальности «Фармация», под ред. М.А.Остапкевича. – М.: ВШ, 1987.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия.

4. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в вузы. – М.: ВШ, 1987.

Методические указания и типовые примеры
к контрольному заданию № 1

(по 1 части программы, раздел 1)

Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии

Пример 1. Имеется 0, 5 кг Al(OH)₃. Сколько это составляет: а) моль, б) молекул, в) атомов?

Решение:

1) Находим количество вещества (n или n) Al(OH)₃ по формуле:

, моль,

где m(x) – масса вещества, M(x) – молярная масса вещества.

По условию m(Al(OH)₃) = 0, 5 кг = 500 г;

M(Al(OH)₃) = A_г(Al) + 3A_г(O) + 3A_г(H) = 27 + 3× 6 + 3× 1 = 78 г/моль.

моль

2) Находим количество молекул (N) Al(OH)₃ по формуле:

N(x)=n(x)× N_A, где N_A – постоянная Авогадро.

N_A =6, 02× 10²³ моль^-1.

N(Al(OH)₃) = 6, 4 моль × 6, 02× 10²³ моль^-1=38, 5× 10²³ молекул.

3) Находим число атомов (S) Al(OH)₃ по формуле:

S_атомов=N(x) × число атомов.

Число атомов в молекуле Al(OH)₃ равно 7, тогда

S_атомов=38, 5× 10²³× 7=269, 5× 10²³= 2, 7× 10²⁵

Ответ: в 0, 5 кг Al(OH)₃ содержится 6, 4 моль вещества, это составляет 38, 5× 10²³ молекул и 2, 7× 10²⁵ атомов.

Пример 2. Имеется 9× 10²⁵ атомов NO₂. Сколько это составляет: а) молекул, б) моль, в) граммов? Какой объем занимает данное количество газа?

Решение:

1) Находим количество молекул NO₂ по формуле:

Число атомов в молекуле NO₂ равно 3, поэтому

2) Находим количество вещества NO₂ по формуле:

, где N_A – постоянная Авогадро, N_A =6, 02× 10²³ моль^-1.

моль

3) Находим массу NO₂ по формуле:

m(x) = n(x)× M(x), где M(x) – молярная масса. М(NO₂) = 46 г/моль.

m(NO₂) = n(NO₂)× M(NO₂) = 50× 46 = 2300 г.

4) Находим объем газа по формуле:

V(x) = n(x)× V_m, где V_m – молярный объем газа. V_m = 22, 4 л/моль.

V(NO₂) = n(NO₂)× V_m = 50 × 22, 4 = 1120 л.

Ответ: 9× 10²⁵ атомов NO₂ соответствуют: 3× 10²⁵ молекул, 50 моль, 2300 граммов. Объем газа равен 1120 литров.

Пример 3. 100 мл газа, состоящего из азота и кислорода, при нормальных условиях весят 0, 206 г. Вычислите молярную массу газа. Приведите его эмпирическую и графическую формулы.

Решение.

1) Находим молярную массу газа M(x) по формуле

по условию m(x) = 0, 206 г.

Количество вещества газа n(x) можно вычислить, используя следствие из закона Авогадро: 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает один и тот же объем (молярный объем V_m)

Подставляем данные в формулу и вычисляем M(x)

г/моль

Можно вычислить M(x), используя пропорцию:

0, 1 л газа весит 0, 206 г

22, 4 л газа весят x г, отсюда

Т.к. x – это масса 1 моль газа, то M(x) = 46 г/моль.

2) Выводим эмпирическую формулу газа.

Зная атомные массы элементов N (A_г = 14) и O (А_г = 16), методом подбора устанавливаем, что массу 46 г будет иметь 1 моль оксида азота NO₂.

3) Составляем графическую формулу.

Для этого учитываем валентность кислорода, она равна II, т.е. каждый атом О должен образовывать с атомом N по две связи. При этом получается, что на атом N приходится в сумме 4 связи, т.е. он четырехвалентен. Тогда графическая формула имеет следующий вид: O=N=O.

Ответ: молярная масса газа NO₂ составляет 46 г/моль. Графически формула изображается так: O=N=O.

Пример 4. В состав вещества входят 31, 8% калия, 29, 0% хлора и 39, 2% кислорода. Установите его эмпирическую формулу, изобразите ее графически. Вычислите молярную массу вещества.

Решение:

1) Так как массовые доли всех компонентов вещества составляют в сумме 100%, можно принять массу всего вещества за 100 граммов.

Учитывая это, находим массы отдельных элементов по формуле:

г.

2) Обозначим формулу вещества K_xCl_yO_z, где x, y, z – количество вещества каждого элемента соответственно. Так как количество вещества можно вычислить по формуле , найдем мольное соотношение x: y: z.

Для приведения этого соотношения к целым числам разделим каждое на меньшее из них, т.е. на 0, 82, при этом получаем . Следовательно, эмпирическая (простейшая) формула вещества KClO₃.

3) Для графического изображения молекулы определим степени окисления элементов, которые в данном случае будут соответствовать их валентности: , значит . Тогда графическая формула имеет следующий вид: .

4) Находим молярную массу вещества:

M(KClO₃)=Ar(K) + Ar(Cl) + 3Ar(O) = 39 + 35, 5 + 3× 16 = 122, 5 г/моль.

Ответ: молярная масса вещества KClO₃ составляет 122, 5 г/моль. Графически формула вещества изображается так:

Пример 5. К раствору, содержащему 4 моль FeCl₃, прибавили 0, 5 кг KOH. Определите массу полученного осадка.

Решение:

В основе решения лежит реакция:

FeCl₃ + 3KOH ® Fe(OH)₃¯ + 3KCl

1) Находим вещество, по которому следует вести расчет продуктов реакции, т.е. выясняем избыток и недостаток реагирующих веществ. По уравнению соотношение количества веществ FeCl₃ к KOH равно 1: 3. По условию дано 4 моль FeCl₃, значит надо вычислить количество вещества n(x) KOH по формуле:

По условию m(KOH) = 0, 5 кг = 500 г.

M(KOH) = Ar(K) + Ar(O) + Ar(H) = 39 + 16 + 1 = 56 г/моль.

На 4 моль FeCl₃ должно приходиться 12 моль KOH по уравнению реакции. Имеется 8, 9 моль, значит KOH находится в недостатке и расчет продукта следует вести по KOH.

2) Находим массу осадка.

Для этого составляем пропорцию:

, где 107 г/моль = M(Fe(OH)₃)

решая которую, находим массу осадка.

m(Fe(OH)₃) = x = г

Ответ: масса осадка Fe(OH)₃ составляет 318, 45 грамма.

Пример 6. Сколько литров водорода выделится при действии разбавленной серной кислоты на 0, 6 моль алюминия? Сколько соли при этом образуется?

Решение:

В основе решения лежит реакция:

2Al + 3H₂SO₄ ® Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

1) Находим объем водорода по пропорции:

, где 22, 4 л/моль – молярный объем газа.

V(H₂) = x = (л)

2) Находим массу соли Al₂(SO₄)₃.

Исходя из условия: m(Al) = n(Al)× Ar(Al) = 0, 6 моль× 27 г/моль = 16, 2 г.

Составим пропорцию:

исходя из которой найдем массу соли

г.

Ответ: выделится 20, 16 л H₂ и образуется 102, 6 г соли.

Строение вещества

Комплексные соединения

Пример 1. Определить степень окисления (С.О.) и координационное число (К.Ч.) комплексообразователя в соединениях, написать диссоциацию и составить выражения для констант нестойкости (К_нест.)

а) K₄[Fe(CN)₆], б) [Cu(NH₃)₄]SO₄

Ответ: С.О. комплексообразователя определяется при подсчете зарядов всех компонентов (ионов и молекул), входящих в К.С. Следует помнить, что в целом молекула К.С. электронейтральна, т.к. заряд внешней сферы К.С. компенсируется зарядом внутренней сферы.

К.Ч. определяется числом монодентатных лигандов, окружающих комплексообразователь (центральный ион) и входящих во внутреннюю сферу. Лигандами могут быть как заряженные ионы, так и нейтральные молекулы.

Диссоциация К.С. протекает в 2 стадии, причем II стадия – распад комплексного иона – практически не идет, что доказывается малыми величинами К_{нестойкости}. Чем меньше К_нест. комплексного иона, тем более устойчив сам комплекс.

а) С.О.(Fe) = +2; К.Ч. = 6

Диссоциация:

I_ст K₄[Fe(CN)₆] Û 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4–

II_ст [Fe(CN)₆]^4– Û Fe²⁺ + 6CN^–

б) . С.О. (Cu) = +2; К.Ч. = 4.

Диссоциация:

I_ст_. [Cu(NH₃)₄]SO₄ Û [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–

II_ст_. [Cu(NH₃)₄]²⁺ Û Cu²⁺ + 4NH₃⁰

Пример 2. Дописать реакцию образования К.С. и назвать продукт.

а) AgCl + NH₃ ® к.ч. = 2

б) KCl + PtCl₄ ® к.ч. = 6

Ответ: При написании продукта реакции следует помнить, что комплексообразующими свойствами обладают в первую очередь d-элементы (малоактивные металлы), затем p-элементы. Для s-элементов комплексообразование не характерно.

В названиях К.С. следует использовать номенклатуры Штока или Эвенса-Бассета.

а) - комплекс катионного типа.

Шт: Диаммин серебро (I) хлорид

Э-Б: Диаммин серебро (1+) хлорид, где (I) – С.О. комплексообразователя Ag, а (1+) – заряд комплексного иона.

б) - комплекс анионного типа.

Шт: Калий гексахлороплатинат (IV).

Э-Б: Калий гексахлороплатинат (2–), где (IV) – С.О. комплексообразователя Pt, а (2–) – заряд комплексного иона.

Пример 3. Допишите реакцию обмена между двумя солями …. Назовите полученный комплекс, напишите для него диссоциацию и составьте выражение К_{нестойкости}.

Ответ:

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 3K₂SO₄

Fe₃[Fe(CN)₆]₂ – комплекс анионного типа

Шт: железо гексацианоферрат (III),

Э-Б: железо гексацианоферрат (3–).

Диссоциация:

I_ст. Fe₃[Fe(CN)₆]₂ Û 3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3–

II_ст_. [Fe(CN)₆]^3–Û Fe³⁺ + 6CN^–

Пример 4. Определите величину и знак заряда комплексного иона:

а) ,

б) . Чему равно координационное число?

Ответ:

а) , к.ч. = 6.

б) , к.ч. = 6.

Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой зарядов ионов-комплексообразователей и лигандов, а координационное число зависит от С.О. комплексообразователя и равно сумме лигандов.

В данных примерах следует учесть, что молекула H₂O электронейтральна, а оксалат-ион C₂O₄^2- - бидентатный лиганд.

Химическое равновесие

Константа химического равновесия рассчитывается по ЗДМ для обратимых реакций.

Пример 1. Выразить константу равновесия для реакции:

а)

Ответ:

б)

Ответ:

(для твердых веществ концентрация постоянна).

Смещение химического равновесия при действии различных факторов определяют по принципу Ле-Шателье.

Пример 2. Для реакции

3H₂ + N₂ Û 2NH₃; DH⁰ = -46, 2 кДж/моль

определить, в какую сторону сместится равновесие при повышении: а) температуры, б) давления, в) концентрации продукта реакции.

Ответ:

а) Отрицательное значение энтальпии образования аммиака говорит о том, что прямая реакция экзотермическая, а обратная – эндотермическая. При повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие реакции сместится влево.

б) В левой части реакции участвуют 4 (3+1) моля газообразных веществ, а в правой – 2 моля, то есть исходные вещества занимают объем в 2 раза больший, чем продукты реакции. При повышении давления равновесие сместится вправо, то есть в сторону уменьшения объема.

в) При повышении концентрации аммиака равновесие сместится в сторону ее уменьшения, то есть влево.

Скорость химических реакций

Скорость необратимых реакций выражается математически по ЗДМ для необратимых реакций.

Пример. Выразить математически скорость реакции:

а) C₂H₄ + 3O₂ ® 2CO₂ + 2H₂O

Ответ: n = k× [C₂H₄]× [O₂]³, где k – константа скорости реакции

б) 3Fe(тв) + 4H₂O Û Fe₃O₃ (тв) + 4H₂

Ответ: для прямой реакции n_пр.= k₁× [H₂O]⁴

для обратной реакции n_обр.= k₂× [H₂]⁴, т.к. для твердых веществ концентрация постоянна, т.е. [Fe]_тв.=[Fe₃O₄]_тв.=const

Решение задач

Пример 1. Какой объем раствора H₃PO₄ с W=30% и r=1, 25 г/мл потребуется для приготовления 2 л раствора с молярной концентрацией 0, 2 моль/л?

Дано: W%=30% r=1, 25 г/мл V=2 л С(H₃PO₄) = 0, 2 моль/л	Решение: 1) m(H₃PO₄) = C(моль/л)× V(л)× М(г/моль) = = 0, 2× 2× 98 = 39, 2 г 2) m(р-ра) = = = = 130, 7 г 3) V(р-ра) = = = 104, 56 мл Ответ: 104, 56 мл
V_{30% р-ра} =?

Пример 2. Сколько граммов Na₂CO₃ нужно взять для приготовления 0, 5 л раствора с массовой долей 12% и плотностью 1, 1 г/см³?

Дано: V(р-ра)=0, 5л=500 мл r=1, 1г/см³ (г/мл) W%=12%	Решение: 1) m(р-ра)=V(p-pa) × r=500мл× 1, 1 г/мл = 550 г. 2) m(Na₂CO₃)= =66 г Ответ: 66 г.
m(Na₂CO₃) –?

Пример 3. Смешали 100 г раствора NaOH с W%=10% и 0, 3 л раствора NaOH c W%=25% (r=1, 3 г/мл). Какова массовая доля полученного раствора?

Дано: m(p-pa)₁=100 г W₁%=10% V₂=0, 3л W₂%=25% r₂=1, 3г/мл W₃% –?	Решение: 1) m(NaOH)₁= =10 г 2) m(р-ра)₂= V₂× r₂ = 300 мл× 1, 3 г/мл = 390 г
3) m(NaOH)₂= 97, 5 г 4) W₃= = = =21, 94% Ответ: 21, 94%.

Пример 4. (Разбавление раствора). Сколько воды нужно прибавить к 100 мл 20%-го раствора серной кислоты (r=1, 14 г/мл), чтобы получить 3%-ный раствор?

Дано: W₁%=20% W₂%=3% V(р-ра)= 100 мл r=1, 14 г/мл	Решение: 1) m(р-ра)=V(p-pa) × r= 100мл× 1, 14 г/мл = 114 г. 2) m(H₂SO₄)= =22, 8 г 3) Так как масса вещества после разбавления остается той же, то m(p-pa)₂=m(H₂SO₄) × 100% / W₂% = = =760 г. 4) V(H₂O)=m(H₂O)=760 г – 114 г = 646 г. Ответ: 646 г или 646 мл.
V(H₂O) или m(H₂O) –?

Пример 5. (Укрепление раствора). Сколько граммов NaCl нужно добавить к 200 мл 10%-го раствора (r=1, 27 г/мл), чтобы получить раствор с массовой долей 15%?

Дано: V(р-ра)= 100 мл r=1, 27 г/мл W₁%=10% W₂%=15% m(NaCl)_доб –?

Решение: 1) m(р-ра)=V(p-pa) × r= 100мл× 1, 27 г/мл = 127 г. 2) m(NaCl)=

=12, 7 г 3) Обозначим m(NaCl)_доб за х. Тогда на х г увеличатся массы и вещества и раствора в 15%-ном растворе. 15%=

15× (127+х)=(12, 7+х)× 100 1905+15х=1270+100х 635=85х; х=7, 47 г Ответ: нужно добавить 7, 47 г NaCl.

Пример 6. Сколько граммов щавелевой кислоты H₂C₂O₄× 2H₂O необходимо взять для приготовления 200 мл децинормального (0, 1 моль/л) раствора?

Дано: C(

V(р-ра)= 200 мл = 0, 2 л m(H₂C₂O₄× 2H₂O) –?

Решение:

m(H₂C₂O₄× 2H₂O)=C(

H₂C₂O₄) × V× × M(

H₂C₂O₄× 2H₂O)=0, 1моль/л× 0, 2л× 63г/моль= = 1, 26 г. Ответ: 1, 26 г H₂C₂O₄× 2H₂O

Пример 7. Титр раствора H₃PO₄ равен 0, 004 г/мл. Вычислить W%, C(x), C( ) этого раствора, если r раствора 1, 15 г/мл.

Дано: t = 0, 004 г/мл r = 1, 15 г/мл W% –? C(x) –? C(

) –?

Решение: Воспользуемся формулами связи разных способов выражения концентрации между собой, например, формулами (11), (13) и (15).

=0, 04 моль/л C(

H₃PO₄) = C(H₃PO₄)× Z=0, 04 моль/л× 3= =0, 12моль/л Ответ: 0, 35%; 0, 04 моль/л; 0, 12 моль/л.

Пример 8. Навеска технического карбоната калия массой 0, 7 г растворена в 50 мл воды. На реакцию полученного раствора затрачено 48 мл раствора HCl с молярной концентрацией 0, 2 моль/л. Определить C(K₂CO₃), t, m(K₂CO₃) в растворе и W%(K₂CO₃) в навеске.

Дано: m(K₂CO₃)_техн.=0, 7 г V(р-ра K₂CO₃)=0, 05л V(HCl)=0, 048 л C(HCl)=0, 2 моль/л С(K₂CO₃) –? t –? m(K₂CO₃) –? W% –?

Решение: 1) m(HCl)=C(HCl) × V(HCl) × M(HCl) =0, 048× × 0, 2× 36, 5= =0, 35 г 2) K₂CO₃+2HCl®2KCl+CO₂+H₂O M(K₂CO₃)=138г/моль; M(HCl)=36, 5г/моль Составляем пропорцию по уравнению реакции: 138 г K₂CO₃ взаимодействуют с 2× 36, 5=73г HCl х г K₂CO₃ взаимодействуют с 0, 35г HCl m(K₂CO₃)=x=

=0, 662 (г) 3) С(K₂CO₃)=

= = 0, 096 (моль/л) 4) t=

= =0, 0132 (г/мл) 5) W%=

= =94, 6 (%) Ответ: 0, 662 г; 0, 096 моль/л; 0, 0132 г/мл и 94, 6%.

Амфотерные гидроксиды

Так как амфотерные гидроксиды проявляют свойства как кислот, так и оснований, то кроме уравнений их диссоциации по ступеням, нужно уметь записывать и двойную диссоциацию, например,

к-та H₂ZnO₂

к-та H₃CrO₃ (орто)

или HCrO₂ (мета)

Растворение амфотерных гидроксидов в кислотах и щелочах следует записывать в молекулярном и ионном виде. Амфотерный гидроксид как слабый электролит на ионы не расписывается.

Пример 1.

2) а)

б)

Пример 2.

1) 2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

2Cr(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄^2- ® 2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 6H₂O

Cr(OH)₃ + 3H⁺ ® Cr³⁺ + 3H₂O

2) а) Cr(OH)₃ + 3KOH ® + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 3OH^– ® CrO₃^3– +3H₂O

б) Cr(OH)₃ + KOH ® + 2H₂O

Cr(OH)₃ + OH^– ® CrO₂^– +2H₂O

в) Cr(OH)₃ + 3KOH ® K₃[Cr(OH)₆]

к.ч.=6 гидроксокомплекс

Cr(OH)₃ + 3OH^– ® [Cr(OH)₆]^3–

Гидролиз солей

Уравнения реакций гидролиза различных солей нужно писать по ступеням (1-я ступень наиболее важная), кроме случая полного гидролиза соли, в молекулярном и ионном виде.

Предыдущая12 3 4 5 6 7 8 Следующая