Химия. Номер варианта соответствует порядковому номеру в списке слушателей

• Название: Номер варианта соответствует порядковому номеру в списке слушателей
• Анкор: Химия.doc
• Дата: 06.04.2018
• Размер: 1.34 Mb.
• Имя файла: Химия.doc
• Тип: Документы; #17713
• страница: 2 из 4

ЧАСТЬ 1. ОСНОВЫ ТЕОРИИ
1.0. Основные понятия и законы химии
Методические советы
В химических расчетах используется специфическая еди­ница количества вещества — моль. Массу моля легко сосчи­тать, если известна формула вещества, т. к. численно масса моля совпадает с молекулярной массой (1 моль 0₂ — 32 г, Н₂SО₄—98 г и т. д.). Один моль любого вещества содержит 6,02-10²³ молекул (число Авогадро), хотя масса одного моля разных веществ — различна. Моль любого газообразного ве­щества при нормальных условиях занимает объем 22,4 л.

Все указанные параметры укладываются в схему:

1 моль

Весит М г (М-молек. масса)

Содержит 6,02х1023 молекул

Занимает при нормальных условиях объем 22,4 л (для газов)

→ → →

Вычисляется

из формулы вещества
Эту схему удобно использовать для составления пропор­ции при расчетах.
ПРИМЕР 1. Сколько молей в 100 г N₂?
Пропорция имеет вид:

из условия: х молей --- 100 г

иэ схемы: 1 моль --- 28 г

Х _
ПРИМЕР 2. Сколько молекул в 100 г N₂?
из условия: х молекул --- 100 г.

из схемы: 6,02_10²³ молекул --- 28 г.

Обратите внимание на соответствие единиц измерения составляемых пропорций («по вертикали».)

Вопросы для самопроверки.

1. 
   Назовите известные вам формы существования мате­рии.
   
2. 
   Основы атомно-молекулярного учения. Атомная и мо­лекулярная масса. Моль. Число Авогадро.
   
3. 
   Перечислите основные стехиометрические законы хи­мии. Пределы их применимости.
   

Контрольные задания
1-9. Приведите формулировки основных стехиометрических законов химии. В чем особенность современного подхода к закону сохранения массы и закону постоянства состава?

Сделайте расчет и заполните для своего задания пропуски в таблице 1. Например, в задаче 2 надо найти массу одно­го моля хлора, массу и объем 3,01х10²² молекул хлора и ко­личество молей, соответствующее этому числу молекул.

Таблица 1

№ задачи	Формула вещества	Масса одного моля	Масса вещест­ва (г)	Количе­ство молей	Количество молекул	Объем дан­ного коли­чества ве­щества при н. у. Указать только для газов
1	СН4		4
	СuSO4			2
2	С12				3,0 1022
	NaNO3			0,2
3	O2					5,6
	KNO3		20
4	SO2				6,021021
	Са(ОН)2			0,1
5	СО					2,8
	СuS04		16
6	NO					11,2
	Na2СO3			2
7	НNO3				6,021021
	H2					1,4
8	NН3		3,4
	NH4NO3				6,021021
9	СO2			0,2
	H2SO4		4,9

1.1. Основные классы неорганических соединений
Методические советы
Свойства химических соединений в первую очередь опре­деляются их составом, поэтому надо четко разбираться в за­кономерностях составления простых химических формул, от­ражающих этот состав. Основной принцип составления фор­мулы молекулы — подбор таких соотношений атомов или групп атомов, чтобы обеспечить электронейтральность моле­кулы.

Важнейшими классами неорганических соединений явля­ются оксиды, основания, кислоты и соли.

1. 
   Оксиды
   

Наиболее простыми соединениями являются соединения из двух элементов (бинарные). Названия таким веществам дают по названию неметалла, образующего такое соединение, с прибавлением суффикса — ид. Если в соединении два не­металла, то, как правило, для составления названия берут название более активного неметалла. Таким образом среди бинарных соединений мы различаем гидриды (NаН, СаН₂), галогениды: хлориды, бромиды, фториды (NaС1, КВг, СаF₂), оксиды (Na₂O, 50₂), нитриды (ВN) и т. д. Для процессов, имеющих место в живых организмах и в почвах, наибольшее значение имеют вещества, образующие соединения с водой. Примером таких бинарных веществ являются оксиды. Клас­сификация остальных рассмотренных ниже неорганических соединений (кислоты, основания, соли) по характеру их дис­социации рассматриваются в непосредственной связи со свойствами оксидов.

Принципы классификации имеют особое значение в есте­ственных науках. Изучая классы неорганических соединений выделяйте признак или свойство, положенное в основу клас­сификации.

Оксиды — это продукты соединения элемента с кислоро­дом, в которых кислород имеет степень окисления 2. Например:

1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6 + 7+

Nа₂O , СаО, А1₂O₃ , СO₂ , Р₂0₅ , S0₃ , Мn₂O₇.

На примере оксидов удобно вспомнить составление фор­мул по валентности.

Глубокому пониманию принципов составления формул по валентности участвующих в соединении элементов способст­вует графическое изображение формул.

При составлении графической формулы каждый атом обо­значается символом своего элемента, а каждая валентная связь между атомами — черточкой. Таким образом, химиче­ских знаков элемента в графическом изображении столько, сколько соответствующих атомов.

Перед построением графической формулы целесообразно определить степень окисления атомов, входящих в состав мо­лекулы.

Как правило, можно соединять только атом, имеющий по­ложительную степень окисления, с атомами, имеющими отри­цательные степени окисления.


Так, в молекуле СO₂ атом углерода имеет заряд 4⁺, кис­лород 2^- (вся молекула должна быть электронейтральной).



Поэтому, от С должно исходить 4 черточки —С—.
В электронейтральной молекуле все валентные связи должны быть «замкнуты». Значит, два атома О «замкнут» по две черточки каждый: 0 = С = 0. Графическая формула показывает, в каком порядке и каким количеством валентных связей атомы связаны друг с другом.

Продукты соединения оксидов с водой, полученные непо­средственно или косвенным путем, называют гидроксидами. В зависимости от их свойств в водных растворах гидроксиды делят на основания, амфотерные основания и кислоты. Вода, слабый электролит, способна диссоциировать по уравнению Н₂О = Н⁺ + ОН^- В зависимости от того, какие ионы обра­зуются при диссоциации гидроксидов, и проводится их разде­ление на классы.
Основания обра- Амфотерные ос- Кислоты образуют

зуют анионы ОН- нования образу- катионы Н⁺ также,

так же, как ани- ют как ион Н⁺, как и катионы воды

оны воды так и ионы ОН^- Н₂О = Н⁺ + ОН^-

Н₂О = Н⁺ + ОН^-

1.1.2. Основания

Основания классифицируют по растворимости в воде и кислотности. К растворимым относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (LiОН, NаОН, КОН, КОН, СsОН, Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, ТlOН и гидрат аммиака NH₄OH). Гидроксиды способны взаимодействовать с кис­лотными оксидами, а также с кислотами и солями:
2NаОН+Н₂SO₄ = Nа₂SO₄+2Н₂O

2Nа⁺ + 2OН^- + 2Н⁺ + SO₄^2- = 2Nа⁺ + SO₄^2- + 2Н₂O

2OН^-+2Н⁺ = 2Н₂O
2NаОН + СuSO₄=_Сu(ОН)₂+ Nа₂SO₄

2Nа⁺+2OН^- + Сu²⁺+SO₄^2- = _Сu(ОН)₂ + 2Nа⁺ + SO₄^2-

2OН^- + Сu²⁺ = _Сu(ОН)₂
1.1.3. Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды занимают промежуточное поло­жение между кислотами и основаниями и проявляют одновре­менно как свойства кислот, так и свойства оснований.

Характерным признаком амфотерных гидроксидов являет­ся их способность взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами с образованием солей:
Ве(ОН)₂ + Н₂SO₄ = ВеSO₄ + 2Н₂O

Ве(ОН)₂ + 2Н⁺ + SO₄^2- = Ве²⁺ + SO₄^2- + 2Н₂O

Ве(ОН)₂ + 2H⁺ = Ве²⁺ + 2Н₂O
Ве(ОН)₂ +2NаОН = Nа₂[Ве(ОН)₄]

Ве(ОН)₂ + 2Nа⁺ + 2OH^- = 2Na⁺ + [Ве(ОН)₄]^2-

Ве(ОН)₂ + 2OН^- = [Ве(ОН)₄]^2-

1.1.4. Кислоты

Кислоты классифицируют по составу (кислородные и бескислородные), кислотности (одно-, двух-, трехосновные и т. д.), способности к электролитической диссоциации (силе).

При написании графических формул кислород­ных кислот необходимо определить, степень окисления кисло­тообразующего элемента по известным степеням окисления кислорода (2^-) и водорода (1⁺). Число валентных штрихов около каждого атома должно отвечать степени его окисления. Ниже приводятся графические формулы некоторых кислот:
O H_O O



HNO₃ H_O_N H₂ SO₄ S



O H_O O
Азотная кислота Серная кислота


O_H H _O

H₂S0₃ O = C

O_H H₃PO₄ H _ O _ P = O



H _O

Угольная кислота Ортофосфорная кислота
O

O

НМnO₄ Н_O_Mn = O

H_O_Cr =O

O

H₂CrO₇ O

марганцвая кислота

H_O_Cr =O




O

Дихромовая кислота
Изучите или вспомните, как образуются названия кислот.

Кислоты взаимодействуют с металлами. Образующиеся при этом продукты различны и зависят от положения металла в ряду напряжения и свойств кислоты. Так, при взаимо­действии металлов, стоящих в ряду напряжения до водоро­да, с кислотами неокислителями образуются соли этих кислот и выделяется водород.

Zn + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н_2

Fе+2НС1 = FеС1₂+Н_2

В этих реакциях водород восстанавливается, а цинк и же­лезо окисляются. При взаимодействии металлов с концентри­рованной или разбавленной азотной, а также с концентриро­ванной серной кислотами происходит восстановление азота (5⁺) или серы (6⁺).

Сu + 2Н₂ SO_4(конц) = СuSO₄ + SO_2 + 2Н₂O

Аg +2HNO_3(конц) =АgNO₃ + NO_2 + Н₂O

Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основа­ниями.

Взаимодействие кислот с солями происходит лишь при протекании необратимых реакций.

Н₂SO₄ + ВаС1₂ = ВаSО_4 + 2НС1

SO₄^2- + Ва²+ = ВаSO_4
1.1.5. Соли
Соли — это продукты полного или неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла или гидроксильных групп основания на кислотный остаток.

Основная реакция препаративного получения солей — взаимодействие кислоты и основания. По полноте этой ре­акции соли делятся на нормальные (или средние), кислые и основные.

К нормальным, или средним, солям относятся продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы ме­талла или гидроксильных групп основания на кислотный ос­таток. Например:
Са(ОН)₂ + 2HNO₃ = Са(NO₃)₂ + 2Н₂О

Са(ОН)₂ + 2Н⁺ + 2NO₃^- = Са²⁺ + 2NO₃^- + 2Н₂О
Здесь все (две, а не одна) гидроксильные группы основания Са(ОН)₂ замещены на кислотный остаток NO_3-

2NaОН + Н₂СO₃ =Na₂СO₃ + Н₂O

2Na⁺+20Н^-+Н₂СО₃ = 2Na⁺+_ +Н₂O
Здесь все (два, а не один) атомы водорода кислоты Н₂СО₃ замещены на атомы металла Na.

Изображение графических формул нормальных солей (как и вообще солей) удобнее начинать с построения кислотного остатка. Например, для силиката бария ВаSiO₃ кислотный остаток имеет вид:

O-

O=Si

O-
В отличие от электронейтральной молекулы кислоты он по­терял два атома водорода. Этот кислотный остаток обеими своими свободными связами в молекуле ВаSiO₃ связан с атомом бария, который имеет степень окисления 2⁺:

O

O=Si Ba

O
Кислые соли являются продуктом неполного замещения атомов водорода кислоты на металл. Их могут образовывать лишь многоосновные кислоты. В состав кислой соли будет входить кислотный остаток, содержащий хотя бы один атом водорода. Например: Н₂SО₄ — серная кислота, Na₂SО₄ — нор­мальная соль, NаНSО₄ — кислая соль. Кислотный остаток. НSО₄ ^- образовался при отщеплении от кислоты одного атома водорода. Если кислота трехосновная, она может образовы­вать два ряда кислых солей, соответствующих замене на ато­мы металла одного или двух атомов водорода. Например, фосфорная кислота Н₃Р0₄ может образовывать кислые соли, с различными кислотными остатками:

NаН₂РО₄ и Nа₂НРО₄, Са(Н₂РО₄)₂, СаНРО₄.

При графическом изображении кислых солей удобно сначала представить кислотный остаток, учитывая, что в него входит незамещенный атом водорода, а затем к свободной валентности присоединить атом металла:

H _O

C=O

Na _O

Основные соли занимают промежуточное положение между основаниями и солями, а значит, содержат, кроме атомов металла и кислотных остатков, гидроксильные группы, связанные с металлом. Они являются продуктом неполного замещения гидроксильных групп гидроксида (двух- и более) кислотным остатком. Например: СаОНС1, СuОНN0₃ и т. д. В этих солях количество кислотных остатков равно количест­ву замещенных ОН^- — групп, так как это соли одноосновных кислот.

Если гидроксид трехкислотный, то он может образовы­вать два основных остатка. Например, А1(0Н)₃ образует А1(ОН_ и А1OН²⁺. Заряды этих ионов равны количеству гидроксильных групп, недостающих до электронейтральной молекулы гидроксида. С любой кислотой в этом случае мо­жет образовываться два ряда солей, формулы которых будут зависеть от заряда кислотного остатка. Для HNO₃ и Н₂СО₃ получим: А1(ОН)₂NO₃ и [А1(0Н)₂]₂СО₃; А1OН(NO₃)₂ и АlOНСO₃.

При изображении графических формул основных солей надо четко представить, из каких и скольких основных и кис­лотных остатков состоит данная соль. Например, гидроксо-карбонат кальция имеет формулу (СаОН)₂СО₃ и состоит из двух основных остатков — Са — О —Н и одного кислотного
O-

O=C

O-
Сочетая их вместе, получаем правильную графическую формулу:
О — Са — О — Н

O=C

О — Са — О — Н

Мы выяснили особенности строения молекул трех основ­ных типов солей. Однокислотное основание может с одноос­новной кислотой образовать лишь одну среднюю (нормаль­ную) соль, с двухосновной кислотой — одну среднюю и одну кислую соль, с трехосновной — одну среднюю и две кислых и т. д. Например, в зависимости от взятых соотношений NаОН и Н₃РО₄, можно получить:

ЗNаОН + Н₃РО₄ = Nа₃РО₄ + 3Н₂О

2NаОН + Н₃РО₄ = Nа₂НРО₄+2Н₂О

NаОН + Н₃РО₄ = NаН₂РО₄+Н₂О

Аналогично, одноосновная кислота может образовать с двухкислотным основанием одну среднюю и одну основную соль, с трехкислотным — одну среднюю и две основные соли и т. д. Пример:

А1(ОН)₃ + 3НС1 = А1С1₃+3Н₂О

А1(ОН)₃ + 2НС1 = А1OНС1₂ + 2Н₂О

А1(ОН)₃ + НС1 = А1(ОН)₂С1 + Н₂О

Многоосновные кислота и основание могут дать, кроме средней соли, и кислые, и основные. Так, при взаимодействии Са(ОН)₂ и Н₃РО₄ могут быть получены: одна нормальная соль Са₃(РО₄)₂, две кислые соли Са(Н₂РО₄)₂ и СаНРО₄, од­на основная соль (СаОН)₃РО₄.

Схема образования названий кислых и основных солей дана в приложении.
Контрольные задания