Имени СЕРГО ОРДЖОНИКИДЗЕ» (СОФ МГРИ – РГГРУ)

Стр 1 из 2Следующая ⇒

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

СТАРООСКОЛЬСКИЙ ФИЛИАЛ

ФЕДЕРАЛЬНОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО БЮДЖЕТНОГО ОБРАЗОВАТЕЛЬНОГО УЧРЕЖДЕНИЯ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ГЕОЛОГОРАЗВЕДОЧНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Имени СЕРГО ОРДЖОНИКИДЗЕ» (СОФ МГРИ – РГГРУ)

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к выполнению контрольной работы по дисциплине «Химия»

для студентов заочной формы обучения по специальностям:

130400 Горное дело, 131000 Нефтегазовое дело.

Старый Оскол 2017

Оглавление

Общие методические указания ………….…………………..……………... 3

Литература.………………………………………….…….…..…………. 5

Решение типовых задач ……………………………………………………... 6

Контрольные задания..……………………………….……………….…... 15

Таблица вариантов контрольных заданий ………..…….………………... 29

Приложение ………………………………………………………………. 32

Общие методические указания

Изучение химии как общеобразовательной дисциплины направлено на формирование у студентов базы знаний и представлений в области химии, без которых невозможно решение современных технологических, экологических и сырьевых проблем, стоящих перед человечеством. Кроме того, знание химии необходимо им для последующего усвоения ряда общетехнических и специальных дисциплин, а также для понимания возможностей, предоставляемых химией при решении конкретных технических задач.

Основной вид учебных занятий студентов заочного обучения – самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии она слагается из следующих элементов: посещение лекций; изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; индивидуальные консультации; выполнение контрольной работы; выполнение лабораторных работ и представление отчетов по ним; сдача экзамена по всему курсу.

Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с действующей программой и призвано помочь студентам заочного обучения при самостоятельном изучении курса.

Приступая к изучению курса, студенту рекомендуется ознакомиться с его содержанием по программе, объёмом каждой темы и последовательностью содержащихся в ней вопросов. При работе с литературой необходимо усвоить все теоретические положения, математические зависимости и их выводы, а также принципы составления уравнений реакций, вникнуть в сущность того или иного вопроса и запомнить отдельные факты и положения.

Цель настоящего пособия – помочь студентам, изучающим курс химии в университете, подготовиться к контрольным работам, к зачету и экзамену. Материал пособия охватывает практически весь преподаваемый курс химии, он разделен по отдельным темам согласно утвержденной полной программе дисциплины. Рекомендуется, прежде чем приступить к разбору типовых заданий, проработать материал конкретного раздела, следуя его содержанию. В конце настоящего пособия в Приложении приведены некоторые справочные материалы.

Каждый студент должен выполнить контрольную работу. В данном пособии приведено 100 вариантов контрольных заданий. Каждый студент выполняет контрольную работу своего варианта. Номер варианта определяется по двум последним цифрам шифра. Например, номер шифра 811143, две последние цифры 43, им соответствует вариант контрольного задания 43. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия.

При оформлении контрольной работы необходимо придерживаться следующих правил:

– контрольная работа должна быть выполнена в ученической тетради, на обложке которой необходимо указать Ф.И.О. и шифр.

– работа должна быть написана разборчиво, без сокращений. На каждой странице следует оставлять поля для замечаний преподавателя.

– к каждой задаче необходимо написать ее условие, а затем дать краткий, но исчерпывающий ответ. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.

– контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется.

К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольную работу, проделали лабораторные работы, предусмотренные программой, и представили отчеты по ним.

Темы, рекомендуемые для самостоятельного изучения.

1. Состав атомных ядер. Изотопы. Современное понятие о химическом элементе. Двойственная корпускулярно-волновая природа электрона. Размещение электронов в атомах.

2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Диалектический характер периодического закона.

3. Химическая связь и валентность элементов. Основные представления о ковалентной связи. Метод валентных связей. Метод молекулярных орбиталей. Ионная связь. Особенности кристаллического состояния вещества. Типы кристаллических решёток.

4. Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации реагирующих веществ. Зависимость скорости и гомогенных реакций от температуры. Химическое равновесие в гомогенных системах. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Принцип Ле-Шателье.

5. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия, изменения при химических процессах и фазовых переходах. Энергия Гиббса, изменения при химических процессах.

6. Электролитическая диссоциация; два вида электролитов. Ионные реакции и равновесия. Произведение растворимости. Водородный показатель. Гидролиз солей. Амфотерные электролиты.

7. Растворимость. Равновесие в гетерогенных системах. Фазовое равновесие и понятие фаза. Гетерогенные дисперсные системы. Коллоидные системы и их получение.

8. Свойства различных твёрдых растворов. Образование гетерогенных дисперсных систем. Классификация дисперсных систем. Поверхностно-активные вещества и их влияние на свойства дисперсных систем. Структура и электрический заряд коллоидных частиц.

9. Классификация элементов по химической природе. Химические свойства элементарных веществ. Общий обзор простых соединений элементов и характер химической связи в них. Различные типы лигандов и комплексных соединений. Соединение комплексных анионов, катионов и нейтральные комплексы.

10. Окислительно-восстановительные реакции; составление уравнений. Гетерогенные окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Законы Фарадея. Гальванические элементы.

11. Электродвижущая сила и её измерения. Электролиз. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анионами.

12. Основные виды коррозии. Химическая коррозия металлов. Электрохимическая коррозия металлов. Борьба с коррозией металлов. Метод защиты металлов от коррозии.

13. Строение и свойства органических соединений. Изомерия. Классификация органических соединений.

14. Углеводороды и галогенпроизводные. Кислород и азотсодержащие органические соединения. Углеводы. Высокомолекулярные соединения.

Литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. – М.: Интеграл-Прес, 2006. – 728 с.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учеб. – М.: Высш. шк., 2007. – 557 с.

3. Лидин Р.А. Задачи по общей и неорганической химии. – М: Владос, 2004. – 383 с.

4. Угай А.Я. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов – М.: Высш.шк.; 2004. – 527 с.

5. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 240 с.

Решение типовых задач

VI. Ионно-молекулярные реакции. Гидролиз солей.

Пример 1. Написать ионно-молекулярные и молекулярное уравнения гидролиза соли сульфата меди (II) по I-ой ступени. Определить реакцию среды (рН).

Решение.Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: СuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2–,

Cu²⁺ + НОН ↔ CuОН⁺ + Н⁺

краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза,

Cu²⁺ + НОН + SO₄^2– ↔ CuОН⁺ + Н⁺ + SO₄^2–

полное ионно-молекулярное уравнение гидролиза,

2СuSO₄ + 2Н₂О ↔ (CuОН)₂SO₄ + Н₂SO₄

молекулярное уравнение гидролиза.

Гидролиз по катиону приводит к связыванию гидроксид-ионов воды и накоплению ионов водорода, образуя кислую среду: рН < 7.

Пример 2. Написать ионно-молекулярные и молекулярное уравнения гидролиза соли сульфита калия по I-ой ступени. Определить реакцию среды (рН).

Решение. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием:

К₂SO₃ → 2К⁺ + SO₃^2–,

SO₃^2– + НОН ↔ НSO₃^– + ОН^–,

2К⁺ + SO₃^2– + НОН ↔ НSO₃^– + ОН^– + 2К⁺,

К₂SO₃ + НОН ↔ КНSO₃ + КОН.

Гидролиз по аниону приводит к связыванию ионов водорода воды и накоплению гидроксид-ионов, создавая щелочную среду: рН > 7.

Приложение

Таблица 1. Стандартные энтальпии образования ∆ Н^о₂₉₈, энтропии S^о₂₉₈ и энергии Гиббса образования ∆ G^о₂₉₈ некоторых веществ при 298^оК (25^оС)

Вещество	∆ Н⁰ ₂₉₈ кДж/моль	S⁰₂₉₈ Дж/моль· К	∆ G⁰₂₉₈ кДж/моль
Al (к)	–	28, 32	–
Al₂O₃ (к)	–1676	50, 9	–1580
С(графит)	–	5, 7	–
СO (г)	–110, 5	197, 5	–137, 1
СO₂ (г)	–393, 5	213, 7	–394, 4
СH₄ (г)	–74, 9	186, 2	–50, 8
С₂H₂ (г)	226, 8	200, 8	209, 2
С₂H₄ (г)	52, 3	219, 4	68, 1
СH₃OH (ж)	–238, 6	126, 8	–166, 23
С₂H₅OH (г)	–235, 3		–167, 4
СaCO₃ (к)	–1207, 1	92, 9	–1128, 7
СaO (к)	–635, 5	39, 7	–604, 4
СaC₂ (к)	–62, 7	70, 3	–67, 8
Сa(OH)₂ (к)	–986, 2	83, 4	–898, 5
СuO (к)	–162	42, 6	–129, 4
Fe (к)	–	27, 2	–
FeO (к)	–264, 8	58, 8	–244, 3
Fe₂O₃ (к)	–822, 2	89, 9	–740, 8
Н₂(г)	–	130, 6	–
H₂O (г)	–241, 8	188, 7	–228, 6
H₂O (ж)	–285, 8	70, 1	–237, 3
H₃PO₄ (к)	–1279, 9	110, 5	–1119, 9
NH₃ (г)	– 46, 2	192, 6	–16, 7
NH₄ NO₃ (к)	–365, 7	151, 1	–183, 9
NO (г)	90, 3	210, 6	86, 7
NO₂ (г)	33, 5	240, 4	51, 84
N₂O(г)	82, 1		104, 2
O₂ (г)	–		–
РСl₃ (г)	–277	311, 7	–286, 3
РСl₅ (г)	–369, 4	324, 6	–362, 9
P₂O₅ (к)	–1492	114, 5	–1348, 8
Pb (к)	–	64, 9	–
PbO (к)	–217, 3	69, 5	–188, 5
PbO₂ (к)	–276, 6	76, 4	–219

Таблица 2. Стандартные электродные потенциалы (j^o) при 25^oС и электродные реакции для некоторых металлов

Электрод	Электродная реакция	j^o, В	Электрод	Электродная реакция	j^o, В
Li⁺/Li	Li⁺ + ē = Li	–3, 045	Cd²⁺/Cd	Cd²⁺ + 2ē = Cd	–0, 403
Rb⁺/Rb	Rb⁺ + ē = Rb	–2, 925	Co²⁺/Co	Co²⁺ + 2ē = Co	–0, 277
K⁺/K	K⁺ + ē = K	–2, 924	Ni²⁺/Ni	Ni²⁺ + 2ē = Ni	–0, 250
Cs⁺/Cs	Cs⁺ + ē = Cs	–2, 923	Sn²⁺/Sn	Sn²⁺ + 2ē = Sn	–0, 136
Ba²⁺/Ba	Ba²⁺ + 2ē = Ba	–2, 906	Pb²⁺/Pb	Pb²⁺ + 2ē = Pb	–0, 126
Ca²⁺/Ca	Ca²⁺ + 2ē = Ca	–2, 866	Fe³⁺/Fe	Fe³⁺ + 3ē = Fe	–0, 036
Na⁺/Na	Na⁺ + ē = Na	–2, 714	2H⁺/H₂	2H⁺ + 2ē = H₂	0, 000
Mg²⁺/Mg	Mg²⁺ + 2ē = Mg	–2, 363	Bi³⁺/Bi	Bi³⁺ + 3ē = Bi	+0, 215
A1³⁺/A1	Al³⁺ + 3ē = Al	–1, 662	Cu²⁺/Cu	Cu²⁺ + 2ē = Cu	+0, 337
Ti²⁺/Ti	Ti²⁺ + 2ē = Ti	–1, 628	Ag⁺/Ag	Ag⁺ + ē = Ag	+0, 799
Mn²⁺/Mn	Mn²⁺ + 2ē = Mn	–1, 180	Hg²⁺/Hg	Hg²⁺ + 2ē = Hg	+0, 854
Zn²⁺/Zn	Zn²⁺ + 2ē = Zn	–0, 763	Pt²⁺/Pt	Pt²⁺ + 2ē = Pt	+1, 190
Cr³⁺/Cr	Cr³⁺ + 3ē = Cr	–0, 744	Au³⁺/Au	Au³⁺ + 3ē = Au	+1, 498
Fe²⁺/Fe	Fe²⁺ + 2ē = Fe	–0, 440	Au⁺/Au	Au⁺ + ē = Au	+1, 691

Таблица 3

Растворимость некоторых солей и оснований в воде

Анион

Li⁺

Na⁺

K⁺

NH₄⁺

Ca²⁺

Mg²⁺

Ba²⁺

Zn²⁺

Cu²⁺

Hg²⁺

Sn²⁺

Ag⁺

Pb²⁺

Mn²⁺

Al³⁺

Fe²⁺

Fe³⁺

Sr²⁺

Cr³⁺

F^-

Cl^-

Br^-

I^-

NO₃^-

NO₂^-

S²^-

SO₃²^-

SO₄²^-

CO₃²^-

SiO₃²^-

CrO₄²^-

PO₄³^-

CH₃COO^-

OH^-

Р - соль в воде растворима > 1 г/ 100 г Н₂О М - малорастворима (1 ¸ 0.1) г/ 100 г Н₂О

Н - практически нерастворима < 0, 1 г / 100 г Н₂О “ -” - соль в растворе не существует или разлагается водой.

? – нет достоверных данных о существовании соединений