Методические рекомендации рассмотрены и одобрены учебно-методической комиссией факультета почвоведения и агроэкологии спбгау. Протокол №6 от 11 июня 2009 г

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РФ

кафедра неорганической химии

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

И АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

м е т о д и ч е с к и е р е к о м е н д а ц и и

по изучению дисциплины и задания

для контрольных работ

студентам заочного отделения

по специальности «Зоотехния»

САНКТ-ПЕТЕРБУРГ

2 0 0 9

Методические рекомендации рассмотрены и одобрены учебно-методической комиссией факультета почвоведения и агроэкологии СПбГАУ. Протокол № 6 от 11 июня 2009 г.

С о с т а в и т е л и: доцент Титов Б.П.

доцент Порсев В.В.

ВВЕДЕНИЕ

В условиях неотвратимо назревающего в ряде стран продовольственного кризиса и в связи с тем, что в настоящее время в России одним из четырех приоритетных национальных проектов по модернизации страны признана коренная перестройка агропромышленного комплекса (АПК), важнейшей задачей является создание прочной материальной базы АПК. В связи с предстоящим вступлением России в ВТО с каждым годом будет нарастать конкурентная борьба за рынки сбыта продукции сельского хозяйства. В этих условиях АПК являет собой важнейший сектор национальной экономики. И руководство страны, и руководство АПК, наряду с другими отраслями сельского хозяйства, стремятся всемерно модернизировать и развивать отрасль животноводства. Это и увеличение объемов животноводческой продукции, и технологическое перевооружение перерабатывающих комплексов и приближение мясомолочных производств к научно обоснованным нормам потребления, а также внедрение индустриальных технологий в отрасли кормопроизводства и в отрасли переработки животноводческого сырья.

Связь животноводства с кормопроизводством требует от специалиста АПК ясного понимания многих проблем сельского хозяйства. Например, современные способы консервирования кормов предполагают обязательное использование консервантов. Использование в животноводстве промышленных технологий – это научно обоснованные рационы, т.е. анализ состава кормов, применение различных добавок в корма для стимуляции роста и размножения животных. Это карбонаты, фосфаты, сульфаты, минерально-аммонийные премиксы, карбоксилин, мочевина и др. Химизация кормопроизводства – это и микроэлементы, недостаток которых равнозначен потере белка. А для увеличения выхода продукции в расчете на каждую голову животного требуется применение новых средств регуляции обмена веществ в организме животного (ферментов, витаминов и др.)

От современного грамотного зооинженера и зоотехника требуется знание фундаментальных и специальных знаний в области химии также в связи с тенденцией к повсеместной механизации процессов, проходящих в животноводстве. Необходимо знание основных свойств различных полимерных материалов, знание законов, описывающих энергетические процессы.

Подготовка специалиста по специальности «Зоотехния» предполагает:

1. Изучение студентом основ химии как общеобразовательной дисциплины, с тем чтобы в дальнейшем успешно осваивать более частные области химической науки, такие как органическая химия, физическая и коллоидная химия, а также биологическая химия.

2. Использование знаний курса «общей химии» при изучении общебиологических дисциплин.

3. Использование знаний курса «неорганической и аналитической химии» при изучении специальных дисциплин на старших курсах.

Получение студентом прочных знаний по курсу «неорганическая и аналитическая химия» позволит в дальнейшем легко ориентироваться во множестве химических веществ и соединений, применяемых в сельском хозяйстве. Будущий специалист уже на первом курсе получит представление об основных способах получения и применяемых в животноводстве веществ и материалов. Студент первого курса получает представление об основных способах анализа веществ, в частности об анализе смесей на содержание важных для сельского хозяйства компонентов. И, безусловно, будущий специалист уясняет, какое значение и какую роль играет химия в АПК, а также приходит к пониманию двусторонней связи химической промышленности с сельскохозяйственным производством.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ

Настоящие методические указания составлены в соответствии с программами курсов «Неорганическая химия» и «Аналитическая химия», утвержденными Департаментом по высшему и среднему сельскохозяйственному образованию Министерства сельского хозяйства РФ. Весь материал в соответствии с программами составлен по отдельным темам, из которых одни темы относятся к общетеоретическим разделам, а другие темы включают обзор свойств химических элементов, наиболее важных для сельского хозяйства.

В методические указания и контрольные задания включены также некоторые вопросы, относящиеся к восстановительной части курса. Данные вопросы изучались в средней школе. Цель включения таких вопросов в данное методическое пособие – восстановление утраченных знаний и умений, например, составление химических формул по степеням окисления элементов, определение степеней окисления элементов по формуле сложного вещества, рассмотрение массовых соотношений, составление ионных уравнений и др.

При изучении каждой темы студенту рекомендуется:

Изучить материал, относящийся к данной теме, по рекомендованным учебным пособиям.
Разобрать примеры выполнения заданий по данной теме либо по настоящим методическим рекомендациям (если такие примеры приводятся), либо по источникам рекомендованной литературы.
Приступить к самостоятельному решению заданий на данную тему (т.е. решать задачи, аналогичные разобранным ранее примерам).
Обратить внимание на то, что вопросы по свойствам элементов и по программе аналитической химии студент прорабатывает самостоятельно во внеаудиторное время, пользуясь рекомендованной литературой.

Контрольную работу студент в полном объеме выполняет до начала экзаменационной сессии и доставляет ее или высылает по почте в деканат, откуда контрольная работа передается на кафедру неорганической химии для проверки. Далее работа возвращается в деканат с возможными ошибками или неточностями для того, чтобы студент исправил ошибки, для предъявления и защиты исправленной и зачтенной работы на экзамене.

В период экзаменационной сессии учебный процесс складывается из лекций, семинаров, лабораторных занятий, консультаций и экзаменов. Номера заданий студенты определяют по двум последним цифрам своего шифра (т.е. по двум последним цифрам номера зачетной книжки), см. таблицу «Варианты контрольных заданий» в приложении.

ВНИМАНИЕ! При оформлении контрольной работы необходимо полностью переписать условие каждой из задач. Без выписанных условий задач работа НЕ ПРОВЕРЯЕТСЯ!

Для окислительно-восстановительных реакций необходимо приводить уравнения электронного баланса. Ход расчетов и используемые формулы следует сопроводить пояснениями и обязательно указывать единицы измерения приводимых величин.

Контрольные работы должны быть аккуратно оформлены. Для замечаний необходимо оставить поля. В конце работы указать использованную литературу, поставить подпись и дату выполнения работы.

Обратите особое внимание на доработку контрольной работы после ее проверки преподавателем. Это является неотъемлемой частью изучения материала. Исправленные контрольные работы представляются экзаменатору во время сдачи экзамена.

При доработке нет необходимости переписывать в новую тетрадь задачи, правильно выполненные ранее. Доработка проводится в той же тетради и только тех заданий, которые были решены неправильно.

I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Выполняя контрольные задания на эту тему, студент усваивает основные понятия химии из рекомендованных источников или из установочных лекций (если в лекциях необходимые понятия давались). Таковыми понятиями являются: атом, молекула, химический элемент, простое вещество, сложное вещество, относительная атомная и относительная молекулярная массы, моль, химическая реакция (или химическое превращение), разновидности химических реакций.

Фундаментальным понятием химии является понятие количества вещества. Основной единицей измерения данной величины является «моль». Определение понятия количества вещества студент найдет в любом учебнике химии. Моль – одна из основных единиц в международной системе единиц.

Массу одного моль вещества легко рассчитать, если известна химическая формула вещества, так как численно
масса одного моль совпадает с молекулярной массой, например, масса 1 моль N2
равна 28 г. Число структурных единиц в одном моль составляет 6,02∙1023
частиц. Данное число называется постоянной Авогадро (NA
). Поскольку формулы разных веществ разные, то и один моль разных веществ будет иметь различную массу. Масса вещества и количество вещества связаны следующим соотношением:

,

где n
– количество вещества;

m
– масса вещества;

М
– молярная масса.

Если вещество газообразное, то 1 моль любого газа при нормальных условиях (t = 0 ºC, p = 101,3 кПа) занимает одинаковый объем, равный 22,4 л:

V(1 моль O2
) = V(1 моль N2
) = V(1 моль NH3
) = V(1 моль C2
H2
) = … = 22,4 л

Эту схему студенту легко использовать при решении контрольного задания по данной теме.

Пример 1

.
Какое количество вещества содержится в 142 г хлора?

Подобного рода задачи легко решить составлением пропорции. Химическая формула хлора – Cl2
. Соответственно, относительная молекулярная масса составляет 71. Как уже упоминалось, молярная масса численно равна относительно молекулярной массе. Таким образом, M
(Cl2
) = 71 г/моль.

Далее составляем пропорцию:

1 моль Cl2
имеет массу 71 г (из схемы),

x
моль Cl2
имеет массу 142 г (по условию задания).

.

Решая данную пропорцию, находим, что 142 г хлора составляют 2 моль.

Пример 2.

Сколько молекул содержит 40 г кислорода?

Химическая формула кислорода – O2
. Соответственно, относительная молекулярная масса составляет 32, соответственно, M
(O2
) = 32 г/моль.

Далее составляем пропорцию:

32 г O2
содержит 6,02∙1023
частиц (из схемы),

40 г Cl2
содержит x
частиц (по условию задания).

.

Решая данную пропорцию, находим, что 40 г кислорода содержат 7,525∙1023
частиц.

К основным законам химии относятся:

Закон сохранения массы.
Закон постоянства состава.
Закон эквивалентов.
Закон Авогадро (и следствие из него).

Формулировки данных законов содержатся в любом учебнике химии.

Контрольные задания

1. Приведите формулировки основных законов химии, с первого по четвертый. В чем особенность современной трактовки закона сохранения массы и закона постоянства состава?

2. По аналогии с приведенными выше примерами (используя пропорции), выполните расчет и заполните в табл. 1 пропуски для своего задания.

Т а б л и ц а 1

номер задания	формула вещества	молярная масса, г/моль	масса вещества, г	количество вещества, моль	количество молекул	Объем (для газов), л
1	Cl2				24,08∙1022
	K2 CO3			3,0
2	NO					33,60
	H2 SO4		14,7
3	CO2				3,01∙1023
	Mg(NO3 )2			0,2

О к о н ч а н и е

4	C2 H2					4,48
	MgSO4		12,0
5	N2			0,6
	NH4 NO3				9,03∙1022
6	CH4					8,96
	CaCl2				18,06∙1022
7	C2 H6		8,0
	FeSO4			0,5
8	SO2		6,4
	C2 H5 OH		6,9
9	H2					0,56
	CuSO4				12,04∙1021
10	NH3					14,00
	Ca(OH)2		2,0

II. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Перед выполнением заданий по данному разделу, студент должен запомнить, что свойства химических соединений определяются, прежде всего, их составом, поэтому необходимо освоить навыки составления формул соединений различных классов. Основным принципом при составлении формул молекул является подбор таких соотношений атомов или атомных групп в молекулах, чтобы обеспечить электронейтральность молекулы.

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

1. Оксиды

Самыми простыми химическими соединениями являются такие соединения, которые состоят только из двух элементов (т.е. бинарные). Названия таким соединениям дают по названию неметалла, образующего данное соединение с прибавлением суффикса «ид». Если же бинарное соединение состоит из двух неметаллов, то обычно для составления названия этого соединения берут элемент с большей электроотрицательностью.

Примеры.

CaH2
– гидрид кальция,

Al2
S3
– сульфид алюминия,

NaCl – хлорид натрия,

CaF2
– фторид кальция,

P2
S3
– сульфид фосфора,

N2
O – оксид азота (I),

SO2
– оксид серы (IV),

BN – нитрид бора.

Оксиды – соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Для составления химических формул оксидов необходимо знать степени окисления (с.о.) образующих их элементов. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна –2. Для большинства других, практически значимых элементов, степень окисления можно определить, исходя из положения элемента в Периодической системе.

Элементы, расположенные в главных подгруппах (A) I-III групп, в соединениях проявляют постоянные степени окисления, как правило, равные номеру группы. Например, натрий из первой группы имеет с.о. = +1, стронций из второй группы имеет с.о. = +2, а с.о. алюминия из третьей группы равна +3.

Элементы, расположенные в главных подгруппах IV-VI групп, в соединениях могут иметь максимальную с.о., равную номеру группы и промежуточную, на две единицы меньшую. Например, для углерода, элемента четвертой группы, могут быть с.о., равные +4 и +2, у фосфора, элемента пятой группы, существуют с.о., равные +5 и +3.

Элементы VIIA группы могут иметь четыре положительные степени окисления: +7, +5, +3, +1. Исключение составляет ФТОР
, имеющий в своих соединениях только одну, отрицательную степень окисления -1.

Элементы побочных подгрупп (B) I-III групп, как правило, имеют постоянную с.о., равную номеру группы. Исключение составляют Cu (+1, +2), Au (+1, +3) и Hg (+1, +2). Элементам IVB группы свойственны с.о. = +2 и +4. Для элементов VB-VIIIB групп нет простой связи между номером группы и устойчивыми степенями окисления. Для некоторых элементов, наиболее часто используемых в практике, значения возможных степеней окисления необходимо запомнить:

с.о. (V) = +5(кисл.), +4(амф.), +3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Cr) = +6(кисл.), +3(амф.), +2(осн.);

с.о. (Mn) = +7(кисл.), +6(кисл.), +4(амф.), +3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Fe) = +6(кисл.), +3(амф.), +2(осн.);

с.о. (Co) =+3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Ni) =+3(осн.), +2(осн.)

В скобках показан характер солеобразующего оксида и гидроксида соответстующей степени окисления элемента.

При составлении формул оксидов необходимо, чтобы алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов обоих элементов равнялась нулю. Количественный состав молекулы определяется по наименьшему общему кратному степеней окисления элементов и должен соответствовать ПРОСТЕЙШЕЙ формуле оксида.

Химические свойства оксида определяются характером элемента, образующего оксид. Типичные металлы, типичные неметаллы и «амфотерные» элементы образуют солеобразующие оксиды трех типов, соответственно: ОСНОВНЫЕ, КИСЛОТНЫЕ и АМФОТЕРНЫЕ оксиды. В Периодической системе границу между элементами главных подгрупп, образующими основные и кислотные оксиды, формируют «амфотерные» элементы: Be, Al, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po. Из их числа исключения составляют PoO и Bi2
O3
– основные оксиды и Sb2
O5
и PoO3
– кислотные оксиды.

Нужно также отметить, что некоторые оксиды не обладают кислотными, амфотерными или основными свойствами. Такие оксиды называют несолеобразующими. К ним относятся CO, N2
O, NO.

Элементы IB-IIIB групп образуют основные оксиды за исключением Zn(2+) и Au(3+), оксиды которых амфотерны. Оксиды элементов группы IVB имеют амфотерный характер. Оксиды элементов групп VB-VIIIB не имеют четкой связи между характером оксида и степенью окисления элемента.

Химические свойства оксидов определяются следующим образом:

· Основные оксиды взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль. Пример: Na2
O + SO2
= Na2
SO3
, K2
O + ZnO = K2
ZnO2
.

· Кислотные оксиды взаимодействуют с основными или амфотерными оксидами, образуя соль. Пример: CO2
+ CaO = CaCO3
, 3CO2
+ Al2
O3
= Al2
(CO3
)3
.

· Основные оксиды взаимодействуют с кислотами или амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример: Na2
O + H2
SO4
= Na2
SO4
+ H2
O, Rb2
O + 2Cr(OH)3
= = 2RbCrO2
+ 3H2
O.

· Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример: P2
O5
+ Mg(OH)2
= Mg(PO3
)2
+ H2
O, SO3
+ Be(OH)2
= BeSO4
+ H2
O.

· Основные оксиды НЕ взаимодействуют с основными же оксидами или с основаниями.

· Кислотные оксиды НЕ взаимодействуют с кислотными же оксидами или с кислотами.

· Амфотерные оксиды НЕ взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Контрольные задания

1. Определить все возможные оксиды для всех элементов своего варианта задания, приведенного в табл. 2.

2. Отметить какие из оксидов относятся к основным, амфотерным, кислотным.

3. Составить уравнения реакций кислотных и амфотерных оксидов с K2
O и NaOH .

4. Составить уравнения реакций основных и амфотерных оксидов с SO3
и HNO3
.

Т а б л и ц а 2

номер задания	элементы (для элементов с переменными степенями окисления следует составить все возможные формулы оксидов)
11	Хром, цезий, фосфор, мышьяк
12	Бром, алюминий, кальций, рубидий
13	Бериллий, калий, хлор, медь
14	Стронций, железо, сера, фосфор
15	Литий, барий, свинец, теллур
16	Марганец, фосфор, углерод, калий
17	Натрий, йод, хром, литий
18	марганец, калий, углерод, магний
19	Литий, барий, железо, сера
20	Бор, хлор, ванадий, кальций

Пример

.
Элементы задания: цинк, селен, кобальт, цезий.

По таблицам определяем возможные степени окисления элементов: Zn(2+), Se(4+), Se(6+), Co(2+), Co(3+), Cs(+1). Определяем формулы оксидов на основании правил, приведенных выше: ZnO, SeO2
, SeO3
, CoO, Co2
O3
и Cs2
O.

Распределяем по группам:

· Кислотные: SeO2
, SeO3
;

· Основные: CoO, Co2
O3
, Cs2
O;

· Амфотерные: ZnO.

Таким образом, с K2
O и NaOH могут взаимодействовать SeO2
, SeO3
и ZnO, а с SO3
и HNO3
– CoO, Co2
O3
, Cs2
O и ZnO.

Напишем уравнения реакций, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

K2
O + SeO2
= K2
SeO3
,

K2
O + SeO3
= K2
SeO4
,

K2
O + ZnO = K2
ZnO2
,

2NaOH + SeO2
= Na2
SeO3
+ H2
O,

2NaOH + SeO3
= Na2
SeO4
+ H2
O,

2NaOH + ZnO = Na2
ZnO2
+ H2
O,

SO3
+ CoO = CoSO4
,

3SO3
+ Co2
O3
= Co2
(SO4
)3
,

SO3
+ Cs2
O = Cs2
SO4
,

SO3
+ ZnO = ZnSO4
,

2HNO3
+ CoO = Co(NO3
)2
+ H2
O,

6HNO3
+ Co2
O3
= 2Co(NO3
)3
+ 3H2
O,

2HNO3
+ Cs2
O = 2CsNO3
+ H2
O,

2HNO3
+ ZnO = Zn(NO3
)2
+ H2
O.

Для того чтобы составить формулу образующейся соли, необходимо знать формулу кислоты, соответствующей оксиду. Для ее нахождения необходимо ФОРМАЛЬНО прибавить молекулу воды к формуле кислотного или амфотерного оксида, в случае необходимости сократив число атомов до простейшей формулы:

H2
O + SeO3
= H2
SeO4
, то есть оксиду селена (VI) соответствует селеновая кислота H2
SeO4
, анион которой имеет формулу SeO4
2–
и заряд (–2).

H2
O + ZnO = H2
ZnO2
, то есть оксиду цинка ФОРМАЛЬНО соответствует кислота H2
ZnO2
, анион которой имеет формулу ZnO2
2–
и заряд (–2).

H2
O + N2
O5
= H2
N2
O6
, сокращая на два, получим формулу азотной кислоты HNO3
, соответствующей оксиду азота (V).

2. Кислоты и основания

Кислотами
называют химические соединения, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов образуют только ионы H+
, что подчеркивается при составлении химических формул кислот записью символа водорода на первом месте.

Кислоты классифицируются:

· По составу (кислородные, бескислородные). Например: HNO3
и HCl.

· По основности (одно-, двух-, трехосновные). Например: HNO3
, H2
SO4
и H3
PO4
.

· По способности к электролитической диссоциации (сильные, слабые). Например: H2
SO4
(сильная) и H2
S (слабая).

Сильные кислоты: H2
SO4
, H2
SeO4
, HNO3
, HClO4
, HClO3
, HBrO4
, HBrO3
, HJO3
, HCl, HBr, HI, HMnO4
, H2
Cr2
O7
. H3
PO4
является кислотой средней силы. Остальные кислоты являются слабыми.

Если кислота многоосновна, то ее диссоциация проходит ступенчато (в отличие от диссоциации солей). Уравнения ступенчатой диссоциации кислоты будут выглядеть следующим образом (например, H3
PO4
):

I. H3
PO4
↔ H+
+ H2
PO4
¯
,

II. H2
PO4
¯
↔ H+
+ HPO4
2–
,

III. HPO4
2
–
↔ H+
+ PO4
3–
.

Основаниями
называют соединения, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов образуют только ионы OH–
. Этот факт подчеркивается написанием групп OH–
после катиона.

Основания можно классифицировать:

· По кислотности (одно-, двух-, трехкислотные).

· По способности к электролитической диссоциации (сильные, слабые).

Названия оснований образуются следующим образом: к слову «гидроксид» добавляется название металла, образующего основание, и указывают его степень окисления, если она не единственная. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2
– гидроксид кальция, Fe(OH)2
– гидроксид железа (II).

Амфотерные гидроксиды называют точно так же, как основания: Fe(OH)3
– гидроксид железа (III), Zn(OH)2
– гидроксид цинка.

Сильными называются основания, диссоциирующие в водных растворах практически полностью, слабыми – основания, мало диссоциирующие.

Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2
, Sr(OH)2
, Ba(OH)2
. Остальные основания являются слабыми.

Как и в случае с кислотами, если основание многокислотно (то есть содержит более, чем одну группу OH¯
), то его диссоциация протекает ступенчато (например Mg(OH)2
):

I. Mg(OH)2
↔ MgOH+
+ OH¯
,

II. MgOH+
↔ Mg2+
+ OH¯
.

Химические свойства кислот и оснований определяются следующим образом:

· Основания взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Пример: 2NaOH + SO2
= Na2
SO3­­­­­­
­­ + H­2
O, 2KOH + ZnO = K2
ZnO2
+ H2
O.

· Кислоты взаимодействуют с основными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Пример: H2
CO3
+ CaO = CaCO3
+ H­2
O, 6HCl + Al2
O3
= 2AlCl3
+ 3H­2
O.

· Основания и кислоты вступают во взаимодействие друг с другом с образованием соли и воды. Пример: Ca(OH)2
+ 2HNO3
= Ca(NO3
)2
+ 2H2
O.

· Кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример: 3H2
SO4
+ 2Al(OH)3
= Al2
(SO4
)3
+ 6H2
O.

· Основания взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (в этом случае амфотерный гидроксид записывается в «кислотной» форме). Пример: KOH + HAlO2
= KAlO2
+ H2
O.

· Основания НЕ взаимодействуют с основными оксидами или с основаниями.

· Кислоты НЕ взаимодействуют с кислотными оксидами или с кислотами.

Контрольные задания

1. Составить уравнения ступенчатой диссоциации соединений в своем варианте задания, приведенного в табл. 3.

2. Составить уравнения реакций кислот и амфотерных гидроксидов с K2
O и NaOH.

3. Составить уравнения реакций основных и амфотерных гидроксидов с SO3
и HNO3
.

Т а б л и ц а 3

номер задания	формулы кислот и гидроксидов
21	HCl	Zn(OH)2	CsOH
22	Be(OH)2	H2 SeO4	Ni(OH)2
23	LiOH	H2 SO3	Cr(OH)3
24	HNO2	Pb(OH)2	Ca(OH)2
25	Ba(OH)2	H3 BO3	Sn(OH)2
26	RbOH	H2 CO3	Be(OH)2
27	Al(OH)3	HBrO3	Co(OH)2
28	Sr(OH)2	HNO2	Pb(OH)2
29	Cr(OH)3	H2 S	LiOH
30	H2 SiO3	Al(OH)3	KOH

Пример

.
Вещества задания: HBrO4
, Mn(OH)2
, Fe(OH)3
.

Поскольку основные и амфотерные гидроксиды записываются одинаково, не всегда ясно к какому классу принадлежит тот или иной гидроксид. Для установления класса гидроксида металла руководствуются тем фактом, что характер его такой же, как у оксида этого металла той же степени окисления. В нашем случае Mn(OH)2
соответствует оксид MnO (с.о. = +2), который по правилам, определенным ранее, является основным. Fe(OH)3
соответствует оксид Fe2
O3
(с.о. = +3), который является амфотерным. Таким образом, и с кислотой, и с основанием будет взаимодействовать Fe(OH)3
.

Напишем уравнение диссоциации кислоты. Поскольку бромная кислота одноосновна, диссоциация проходит в одну стадию:

HBrO4
= H+
+ BrO4
­­­–
.

Диссоциация основания будет происходить следующим образом (в данном случае диссоцивация идет в две ступени, поскольку гидроксид марганца двухкислотен):

Mn(OH)2
↔ MnOH+
+ OH¯
,

MnOH+
↔ Mn2+
+ OH¯
.

Диссоциация амфотерного гидроксида по основному типу:

Fe(OH)3
↔ Fe(OH)2
+
+ OH¯
,

Fe(OH)2
+
↔ Fe(OH)2+
+ OH¯
,

Fe(OH)2+
↔ Fe3+
+ OH¯
.

Напишем уравнения реакций кислоты и амфотерного гидроксида с K2
O и NaOH, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

2HBrO4
+ K2
O = 2KBrO4
+ H2
O,

HBrO4
+ NaOH = NaBrO4
+ H2
O,

2Fe(OH)3
+ K2
O = 2KFeO2
+ 3H2
O,

Fe(OH)3
+ NaOH = NaFeO2
+ 2H2
O.

Напишем уравнения реакций основания и амфотерного гидроксида с SO3
и HNO3
, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

Mn(OH)2
+ SO3
= MnSO4
+ H2
O,

2Fe(OH)3
+ 3SO3
= Fe2
(SO4
)3
+ 3H2
O,

Mn(OH)2
+ 2HNO3
= Mn(NO3
)2
+ 2H2
O,

Fe(OH)3
+ 3HNO3
= Fe(NO3
)3
+ 3H2
O.

3. Соли

Соли – продукты полного или частичного замещения ионов водорода в кислотах на ионы металла, или гидроксидных ионов в основаниях на кислотный остаток. Соли могут быть трех типов – нормальные, кислые, основные.

Нормальные (средние) соли образуются при полном замещении ионов водорода. Кислые или основные соли образуются при неполном замещении – ионов водорода или гидроксидных ионов, соответственно.

При составлении формулы соли необходимо соблюдать условие электронейтральности. Заряд катиона определяется по числу OH-групп в соответствующем основании, заряд аниона (кислотного остатка) определяется по числу ионов водорода в кислоте. Например, нужно составить формулу соли, получающейся при взаимодействии Al(OH)3
и H2
SO4
. Определяем заряды: Al3+
, поскольку в составе основания находится три OH-группы; SO4
2–
, поскольку в составе кислоты находится два иона водорода.

Не нужно отдельно вычислять степени окисления каждого из элементов в кислотном остатке, поскольку для правильного составления формулы соли необходимо знать только заряд аниона. Более того, поскольку кислотный остаток в реакциях нейтрализации (к которым относится образование соли) остается неизменным, в химических формулах данный факт отражается записью аниона в скобках, за которыми указывается количество данных анионов в молекуле. Ни в коем случае нельзя записывать подряд число атомов того или иного элемента! Например, упомянутая выше соль записывается как Al2
(SO4
)3
, но не Al2
S3
O12
! Еще пример – Ca(NO3
)2
, но не CaN2
O6
. Правильная запись солей отражает также то, каким образом соль будет диссоциировать. Al2
(SO4
)3
диссоциирует на два иона Al3+
и на три SO4
2–
, но НЕ на Al2
6+
и (SO4
)3
6–
! Таким образом, правильное уравнение диссоциации – Al2
(SO4
)3
→ 2Al3+
+ 3SO4
2–
.

При наименовании соли руководствуются следующими правилами. Название начинается с наименования аниона (кислотного остатка). Названия анионов наиболее распространенных солей приведены в приложении. Далее в родительном падеже следует название катиона. Данный способ наименования отражает то, на какие частицы диссоциирует соль в растворе. Например, Ca3
(PO4
)2
– ортофосфат (анион PO4
3–
) кальция (катион Ca2+
), и уравнение диссоциации будет выглядеть так: Ca3
(PO4
)2
→ 3Ca2+
+ 2PO4
3–
. Здесь следует отметить, что коэффициенты при Ca2+
и при PO4
3–
в названии никак не отражаются, так как получаются автоматически при соблюдении условия электронейтральности молекулы Ca3
(PO4
)2
!

Названия кислых и основных солей подчиняются тому же правилу. Сначала называется анион соли, а затем катион в родительном падеже. В случае кислых солей перед названием АНИОНА появляется приставка «гидро-» или «дигидро-», если в соли остается два незамещенных иона водорода. В случае основных солей к названию КАТИОНА добавляется приставка «гидроксо-» или «дигидроксо-», если в соли остается две незамещенных гидроксидных группы. Следует отметить, что и в случае кислых и основных солей название отражает способ диссоциации соли в растворе.

Контрольные задания

1. Составить уравнения реакций образования всех солей, возможных при реакции кислоты и основания, указанных в задании табл. 4. Назвать соли. Написать уравнения диссоциации полученных солей.

2. По названию составить формулы солей. Написать реакцию получения солей из исходных гидроксида и кислоты.

Т а б л и ц а 4

номер задания	кислоты и гидроксиды	названия солей
31	Zn(OH)2 , H2 SO4	Гидроортофосфат натрия, бромид дигидроксожелеза (III)
32	Ca(OH)2 , H2 CO3	хлорат гидроксомагния, гидросульфат алюминия
33	Al(OH)3 , HNO3	карбонат гидроксомеди (II), гидросульфит кальция
34	Fe(OH)3 , HCl	гидросульфид натрия, нитрат дигидроксохрома (III)
35	KOH, H3 AsO4	гипохлорит гидроксокальция, дигидроотофосфат калия

О к о н ч а н и е

36	NaOH, H3 BO3	хлорид гидроксоцинка, гидросиликат натрия
37	Ba(OH)2 , H2 S	гидроортоарсенат аммония, ортоборат гидроксобария
38	Sr(OH)2 , H2 SO3	нитрат гидроксоалюминия, гидросульфат марганца (II)
39	Cr(OH)3 , HBr	гидроортоборат калия, нитрит гидроксокальция
40	RbOH, H3 PO4	хлорид гидроксоникеля (II), гидросульфит магния

Пример 1

.
кислота и гидроксид: Co(OH)2
и H2
SeO4
.

Для написания формул всех возможных солей необходимо составить формулы всех возможных катионов и анионов, которые легко получить, выписав уравнения ступенчатой диссоциации для соединений задания:

Co(OH)2
↔ CoOH+
+ OH¯
,

CoOH+
↔ Co2+
+ OH¯
;

H2
SeO4
= H+
+ HSeO4
¯
,

HSeO4
¯
= H+
+ SeO4
2–
.

Таким образом, соли могут быть образованы следующими ионами: CoOH+
, Co2+
, HSeO4
¯
и SeO4
2–
. Образуем соли, не забывая соблюдать условие электронейтральности: (CoOH)2
SeO4
, CoSeO4
, Co(HSeO4
)2
.

Обратите внимание, что образование соли из катиона CoOH+
и аниона HSeO4
¯
НЕВОЗМОЖНО, так как в этом случае частицы OH¯
и H+
«встретятся» в формуле соли, что приведет к образованию H2
O и средней соли CoSeO4
!

Названия солей (название аниона см. приложение):

CoSeO4
– селенат кобальта (средняя соль),

(CoOH)2
SeO4
– селенат гидроксо
кобальта (основная),

Co(HSeO4
)2
– гидро
селенат кобальта (кислая).

Диссоциация солей, как уже упоминалось, происходит полностью. Запишем уравнения диссоциации:

CoSeO4
= Co2+
+ SeO4
2–
,

(CoOH)2
SeO4
= 2CoOH+
+ SeO4
2–
,

Co(HSeO4
)2
= Co2+
+ 2HSeO4
¯
.

Пример 2

.
Названия солей: гидрокарбонат кальция, сульфат гидроксомагния.

Карбонат – соль угольной кислоты (H2
CO3
), формула аниона: CO3
2–
. Приставка «гидро-» означает, что один ион водорода остается соединенным с анионом, то есть ион гидрокарбоната – HCO3
¯
. Таким образом, формула соли: Ca(HCO3
)2
. Как уже упоминалось, исходной кислотой для данной соли будет угольная (H2
CO3
). Исходным основанием – гидроксид металла, в данном случае гидроксид кальция, то есть Ca(OH)2
. Реакция образования соли выглядит следующим образом:

Ca(OH)2
+ 2H2
CO3
= Ca(HCO3
)2
+ 2H2
O.

Аналогично рассмотрим следующую соль, сульфат гидроксомагния. Сульфат – соль серной кислоты (H2
SO4
), формула ее аниона: SO4
2–
. Приставка «гидроксо-» означает, что с ионом Mg2+
остается связана одна группа OH¯
, то есть гидроксид магния Mg(OH)2
, являющийся исходным основанием для образования соли, отдает при образовании соли только одну группу OH¯
и остается в виде MgOH+
. Таким образом, формула соли – (MgOH)2
SO4
. Реакция образования соли:

2Mg(OH)2
+ H2
SO4
= (MgOH)2
SO4
+ 2H2
O.

III. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Практическая деятельность человека показывает, что химические превращения осуществляются либо для производства необходимых веществ, либо для получения энергии за счет проведения тех или иных химических реакций. Поэтому рассмотрение реальной осуществимости химических процессов следует проводить с двух позиций – энергетической полезности (учение о тепловых эффектах реакций) и кинетической (учение о скоростях реакций).

В первую очередь необходимо оценить принципиальную возможность протекания реакции в заданных условиях. Анализ энергетических соотношений показывает, что самопроизвольно протекают процессы в сторону наиболее вероятного состояния системы. В ходе таких процессов энергия выделяется, и система переходит в состояние с меньшей внутренней энергией.

Вопросами перехода энергии из одной формы в другую при химических реакциях занимается научная дисциплина «химическая термодинамика», в частности раздел этой дициплины – «термохимия». Основным законом термохимии является закон Гесса. Согласно закону Гесса «самопроизвольно могут протекать только те реакции, которые сопровождаются уменьшением свободной энергии системы или возрастанием неупорядоченности системы».

На практике обнаруживается, что далеко не все реакции, удовлетворяющие закону Гесса, осуществимы в реальности. Для практической возможности проведения реакции необходимо учитывать также скорость протекания данной реакции. Рассмотрением закономерностей, присущих скоростям химических реакций занимается «химическая кинетика и химическое равновесие».

До выполнения заданий на данную тему студенту необходимо изучить разделы, посвященные химической термодинамике и кинетике, усвоить основные понятия и законы данных разделов (скорость реакции, константа скорости, закон действующих масс, зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа, константа равновесия, принцип Ле-Шателье).

Кроме того, студент должен самостоятельно разобрать приведенные в литературных источниках примеры решения типовых заданий по данному разделу, а затем приступить к решению задания своего варианта.

Контрольные задания

41-45. Дайте определение понятию «скорость химической реакции». Опишите количественно (где это можно), как влияют на скорость реакции внешние условия (концентрация, температура, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость прямой реакции, при изменении условий, указанных в табл. 5.

Т а б л и ц а 5

номер задания	реакция	изменение температуры	изменение давления
41	CaCO3(тв.) → CaO(тв.) + CO2	↓ на 50 ºC, γ = 3	↑ в 2 раза
42	H2 O+ CO → CO2 + H2	↑ на 30 ºC, γ = 4	↓ в 3 раза
43	N2 + 3H2 → 2NH3	↓ на 40 ºC, γ = 2	↑ в 2 раза
44	H2 + Cl2 → 2HCl	↓ на 60 ºC, γ = 4	↑ в 3 раза
45	2NO + O2 → 2NO2	↑ на 30 ºC, γ = 3	↓ в 2 раза

46-50. Чем характеризуется состояние химического равновесия? От каких факторов зависит константа равновесия? Предскажите, в соответствии с принципом Ле-Шателье, в какую сторону произойдет смещение равновесия при изменении внешних условий, указанных в вашем варианте, табл. 6.

Т а б л и ц а 6

номер	реакция	изменение температуры	изменение концентрации	изменение давления
46	2NO + O2 ↔ 2NO2 + Q	↑	↑ CM (NO)	↑
47	CO2 + CaCO3(тв.) + H2 O(пар) ↔ Ca(HCO3 )(тв.) – Q	↓	↑ CM (CO2 )	↑
48	N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q	↑	↓ CM (NH3 )	↑
49	2NH3 + 5NO2 ↔ 7NO + 3H2 O(пар) + Q	↓	↑ CM (NH3 )	↓
50	N2 O4 ↔ 2NO2 – Q	↓	↓ CM (NO2 )	↓

IV. РАСТВОРЫ
1. Способы выражения концентраций растворов

Изучение темы «растворы» студент начинает с того, что сначала изучает материал по учебному пособию. В процессе работы с учебником следует усвоить следующие основные понятия данного раздела курса:

· Какие системы называются растворами?

· Водные растворы и их значение в жизни животных.

· Взаимодействие веществ в растворах.

· Что такое электролитическая диссоциация? Какова роль растворителя в процессе электролитической диссоциации?

· Что называется степенью электролитической диссоциации? Как она зависит от температуры?

· Что такое константа диссоциации? От каких факторов она зависит? Какова зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации?

· Что называется ионным произведением воды и чему оно равно?

· Что такое водородный и гидроксидный показатели?

· Какими величинами pH характеризуются: нейтральная, кислая и щелочная среда? Как рассчитать pH растворов сильных и слабых кислот и оснований?

Для растворов большое практическое значение имеет понятие концентрации. Концентрацией называется способ выражения состава раствора. Состав можно выразить либо безразмерными величинами, такими как массовая доля (процентная концентрация), мольная доля, либо величинами, имеющими размерность, такими как молярность, нормальность.

При химических расчетах наиболее часто используются следующие три способа выражения концентрации:

- процентная концентрация (C
%
), показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 г раствора.

- молярная концентрация (CM
), показывает, сколько моль вещества содержится в 1 л раствора.

- нормальная концентрация (C
н
), показывает, сколько моль эквивалентов содержится в 1 л раствора.

Для практических целей нередко приходится решать задачи, связанные с переходом от одного способа выражения концентрации к другому. Для этого во многих случаях необходимо использовать понятие плотности раствора:

обычно используемые единицы измерения – г/мл, кг/л.

Для конкретных расчетов требуется вспомнить, что количество вещества (n
) и масса вещества (m
) связаны между собой при помощи молярной массы вещества (M
), а количество эквивалентов вещества (n
экв
) и масса вещества связаны между собою с помощью молярной массы эквивалента (M
экв
):

и .

Для реакций нейтрализации молярная масса эквивалента вещества находится делением молярной массы вещества на:

число атомов водорода, если вещество – кислота;

число групп OH¯
, если вещество – основание;

число атомов металла умноженное на степень окисления металла, если вещество – соль.

Например,

M
экв
(H3
PO4
) = M
(H3
PO4
) / 3 = 32,7 г/моль;

M
экв
(NaOH) = M
(NaOH) / 1 = 40 г/моль;

M
экв
(Al2
(SO4
)3
) = M
(Al2
(SO4
)3
) / (2 ∙ 3) = 57 г/моль.

Пример 1.

Найти молярную концентрацию 10% раствора глюкозы C6
H12
O6
, если плотность раствора d
= 1,12 г/см3
(г/мл).

Перепишем условие так, чтобы было ясно, какое количество глюкозы нам дано:

По условию задачи 10 г C6
H12
O6
содержится в 100 г раствора.

Требуется найти, сколько моль содержится в 1 л раствора (1000 мл).

Используя плотность раствора, рассчитаем, сколько весит 1000 мл:

m
(раствор) = d
(раствор) ∙ V
(раствор) = 1120 г.

Используя молярную массу глюкозы, которую можно определить по таблице элементов, найдем количество вещества, содержащееся в 100 г раствора:

M
(C6
H12
O6
) = (6∙12 + 12∙1 + 6∙16) г/моль = 180 г/моль,

n
(C6
H12
O6
) = m
(C6
H12
O6
) / M
(C6
H12
O6
) = 0,056 моль

Далее составляем пропорцию:

В 100 г раствора содержится 0,056 моль глюкозы,

В 1120 г раствора содержится x
моль глюкозы.

.

x
= 0,627 моль.

Таким образом, молярная концентрация 10% раствора глюкозы CM
(C6
H12
O6
) = 0,626 моль/л.

Пример 2.

Найти процентную и эквивалентную концентрации 0,5M раствора серной кислоты H2
SO4
, если плотность раствора d
= 1,02 г/см3
.

CM
(H2
SO4
) = 0,5М означает, что в литре раствора содержится 0,5 моль серной кислоты.

Определение процентной концентрации по известной молярной является задачей, обратной в рассмотренном выше примере.

Найдем массу 1 л раствора:

m
(раствор) = d
(раствор) ∙ V
(раствор) = 1020 г.

Используя молярную массу серной кислоты, найдем массу серной кислоты, содержащейся в 1 л раствора:

M
(H2
SO4
) = (2∙1 + 1∙32 + 4∙16) г/моль = 98 г/моль,

m
(H2
SO4
) = n
(H2
SO4
) ∙ M
(H2
SO4
) = 49 г.

Далее составляем пропорцию:

В 1020 г раствора содержится 49 г H2
SO4
,

В 100 г раствора содержится x
г H2
SO4
.

.

x
= 4,8 г (содержится в 100 г раствора).

Таким образом, процентная концентрация 0,5М раствора серной кислоты C
%
(H2
SO4
)= 4,8%.

Найдем нормальную концентрацию данного раствора. Для этого необходимо найти число моль эквивалентов серной кислоты, содержащееся в 1 л раствора. Так как масса серной кислоты, содержащаяся в 1 л раствора, найдена ранее (m
(H2
SO4
) = 49 г), можно воспользоваться формулой, выражающей n
экв
через массу:

M
экв
(H2
SO4
) = M
(H2
SO4
) / 2 = 49 г/моль,

n
экв
(H2
SO4
) = m
(H2
SO4
) / M
экв
(H2
SO4
) = 1 моль.

Таким образом, нормальная концентрация раствора серной кислоты Cн
(H2
SO4
) = 1 моль/л, или Cн
(H2
SO4
) = 1н.

Контрольные задания

51-60. Ориентируясь на методику расчета, приведенную в примерах и используя данные табл. 7 для вашего варианта, по заданной плотности раствора и одному из заданных способов выражения концентраций, рассчитайте остальные способы выражения концентраций.

Т а б л и ц а 7

номер задания	растворенное вещество	способы выражения концентрации			плотность раствора
		C%	CM	C н
51	H3 PO4	20			1,12
52	FeSO4		0,6		1,08
53	(NH4 )2 SO4			0,8	1,06
54	H2 C2 O4		0,5		1,04
55	CuCl2	25			1,18
56	NH4 NO3			2,0	1,07
57	CH3 COOH	30			1,15
58	Ca(OH)2		0,2		1,05
59	Zn(NO3 )2	18			1,09
60	MgSO4			0,7	1,03

2. Ионное произведение воды. Водородный
pH и гидроксидный pOH показатели

Контрольные задания

61-70. Данные задания решаются путем выбора студентом правильного ответа из нескольких предложенных.

61. Чему равно ионное произведение воды? а
) 7; б
) 14; в
) 10–14
; г
) 10–18
.

62. Во сколько раз и в какую сторону необходимо изменить концентрацию ионов водорода, чтобы pOH увеличился на две единицы? а
) в 2 раза увеличить; б
) в 200 раз уменьшить; в
) в 1000 раз уменьшить; г
) в 100 раз увеличить.

63. Концентрация ионов [OH¯
] в растворе равна 0,5∙10–9
моль/л. Вычислить концентрацию ионов водорода. а
) 2∙10–4
; б
) 2∙10–7
; в
) 0,2∙10–4
; г
) 0,2∙10–7
.

64. Рассчитайте концентрацию гидроксид ионов в растворе, pH которого равен 4. а
) 10–4
моль/л; б
) 10–10
моль/л; в
) 4 моль/л; г
) 10 моль/л.

65. Рассчитайте концентрацию водородных ионов в растворе, если pOH равен 9. а
) 9 моль/л; б
) 10–9
моль/л; в
) 10–5
моль/л; г
) 5 моль/л.

66. В растворе KOH pH равен 11. Вычислить концентрацию щелочи в растворе (моль/л). а
) –lg 10–11
; б
) 10–3
; в
) 10–11
; г
) –lg 10–3
.

67. Рассчитать pOH, если pH = 6. а
) 10; б
) 8; в
) 6; г
) 4.

68. Чему равен pH раствора HCl, если концентрация ее равна 0,01н? (степень диссоциации принять равной 100%).а
) 1; б
) –2; в
) 3; г
) 2.

69. Водородный показатель уменьшился на три единицы. Как изменилась концентрация [OH¯
] ионов? а
) на три единицы увеличилась; б
) увеличилась в 1000 раз; в
) уменьшилась в 1000 раз; г
) на три единицы уменьшилась.

70. Какая из приведенных концентраций соответствует кислой среде? а
) [OH¯
] = 10–9
моль/л; б
) [H+
] = 10–9
моль/л; в
) [OH¯
] = 10–3
моль/л; г
) [H+
] = 10–7
моль/л.

3. Гидролиз солей

По причине большой важности гидролиза солей в регуляции биологических процессов, студентам рекомендуется основательно проработать по учебным пособиям соответствующие параграфы и приобрести навыки для записи процесса гидролиза солей по шагам:

1. Составить уравнение электролитической диссоциации соли.

2. Определить, по какому из ионов идет гидролиз соли. Гидролиз идет по иону, образованному из слабого электролита. Список сильных кислот и оснований приведен выше, см. раздел «Кислоты и основания».

3. Написать для выбранного иона (иона, образованного от слабого электролита) уравнение обменного взаимодействия с одной молекулой воды (так как речь идет только о первой ступени гидролиза). Данное уравнение и будет главной записью гидролиза, а именно, сокращенным ионным уравнением гидролиза. Уравнение демонстрирует наступившее в растворе равновесие и характеризуется собственной константой равновесия – константой гидролиза (K
гидр.
). Полнота процесса гидролиза соли характеризуется степенью гидролиза (h
). На этом этапе возможно определить характер среды, возникающей в растворе – создается либо кислая, либо щелочная реакция среды.

4. Написать уравнение гидролиза в молекулярном виде. При этом за основу берется ионное уравнение, а для составления молекул используются ионы противоположного знака (противоионы) в уравнении диссоциации соли.

Пример.

Составить уравнение гидролиза хлорида меди (II).

1. Диссоциация соли: CuCl2
= Cu2+
+ 2Cl¯

2. Известно, что катиону Cu2+
соответствует слабое основание, а аниону Cl¯
– сильная кислота. Таким образом, гидролиз идет по катиону.

3. Уравнение гидролиза: Cu2+
+ HOH ↔ (CuOH)+
+ H+
. Закономерно, что положительный катион Cu2+
притягивает к себе из воды отрицательную частицу OH¯
и образуется составной катион уже с зарядом +1, а не +2. Связывание катионом Cu2+
частиц OH¯
приводит к накоплению в растворе избытка ионов H+
, следовательно, в результате гидролиза в растворе создается кислая среда. Осталось записать выражение для константы гидролиза:

.

4. При составлении уравнения в молекулярной форме надо увидеть, что всем положительным ионам соответствуют имеющиеся в свободном виде в растворе отрицательные ионы Cl¯
. С учетом зарядов ионов составляем электронейтральные молекулы: CuCl2
+ + HOH ↔ Cu(OH)Cl + HCl. Затем, если необходимо, подбираем нужные коэффициэнты.

Контрольные задания

71-80. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей, приведенных в вашем задании, а также напишите выражения для констант гидролиза данных солей.

71. Хлорид алюминия, сульфид калия.

72. Нитрат меди (II), карбонат натрия.

73. Сульфат железа (II), силикат натрия.

74. Хлорид никеля (II), сульфит калия.

75. Сульфат аммония, ортоборат натрия.

76. Хлорид цинка, сульфид бария.

77. Нитрат свинца (II), цианид калия.

78. Нитрат алюминия, ацетат калия.

79. Хлорид марганца (II), ортофосфат калия.

80. Бромид железа (III), гипохлорит натрия.

V. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексными соединениями можно назвать соединения сложного состава, в которых выделяют центральный атом (комплексообразователь), и координирующиеся вокруг него нейтральные молекулы или ионы (лиганды).

Более строгое определение комплексных соединений дается в учебниках, в которых учитываются и особенности различных химических связей между атомами и атомными группами при формировании из них молекул. Номенклатуру комплексных соединений необходимо рассмотреть в учебных пособиях.

Формула комплексного соединения записывается слева направо, в то время как название комплексного соединения читается в обратном порядке. Названия лигандов образуются следующим образом: если лигандом является анион, то к названию аниона добавляется суффикс «о», например, Cl¯
– хлоро, CN¯
– циано, SCN¯
– родано, NO2
¯
– нитро, OH¯
– гидроксо, и т.д. Некоторые наиболее часто встречающиеся нейтральные лиганды называются следующим образом: H2
O – аква, NH3
– аммин, CO – карбоно, NO

– нитрозо. Количество лигандов обозначается при помощи приставок: ди (2), три (3), тетра (4), пента (5), гекса (6). Если комплексная часть в составе молекулы является анионом, то в ее названии используется суффикс «ат» и (в качестве корня) латинское название элемента.

Примеры:

· K4
[Fe(CN)6
] – гексацианоферрат (II) калия.

· Na2
[Be(OH)4
] – тетрагидроксобериллат натрия.

· [Cu(NH3
)4
]SO4
– сульфат тетраамминмеди (II).

· [Fe(H2
O)6
](NO3
)2
– нитрат гексаакважелеза (II).

· [Ag(NH3
)2
]NO3
– нитрат диамминсеребра (I).

Как видно из приведенных примеров, комплексная часть соли заключается в квадратные скобки, в которых записывается сначала комплексообразователь, а затем лиганды. Следует иметь в виду, что названия комплексных солей строятся также как и названия обычных солей, а именно: сначала в именительном падеже указывается анион, а затем в родительном падеже – катион.

Контрольные задания

1. Заполните в соответствии с вашим вариантом задания строку табл. 8. Составьте названия комплексных соединений вашего варианта.

2. Для соединения в последнем столбце табл. 8 составьте выражения для общей константы нестойкости K
нест
.

Т а б л и ц а 8

номер задания	комплексо-образователь	лиганд	координации-онное число	внутренняя сфера комплекса	ионы внешней сферы	итоговая формула комплексного соединения		комплексное соединение
81	Cd2+	NH3	4		NO3 ¯			K2 [PtCl6 ]
82	Al3+	OH¯	6		Na+			Na3 [Fe(CN)6 ]
83	Cr3+	Cl¯	6		K+			K4 [Fe(CN)6 ]
84	Co2+	SCN¯	4		NH4 +			[Cu(NH3 )2 ]Cl
85				[SiF6 ]2–	Li+			K3 [Al(OH)6 ]
86	Cu2+	H2 O	4		SO4 2–			Ca[PtBr4 ]
87				[AlF6 ]3–	Na+			[Pd(NH3 )4 ]SO4
88				[Be(NH3 )4 ]2–	Cl¯			[Cr(H2 O)6 ]Cl3
89				[Co(NO2 )6 ]3–	K+			[Co(H2 O)6 ](NO3 )2
90				[HgI4 ]2–	NH4 +			Na2 [Zn(OH)4 ]

VI. РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ

Перед решением заданий на данную тему студенту рекомендуется основательно проработать тему по учебным пособиям и по конспектам установочных лекций, а также приобрести на примерах навыки подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса. После восстановления всех основных понятий данного раздела можно приступать к выполнению своего задания.

Контрольные задания

1. Составьте электронные уравнения и методом электронного баланса подберите коэффициенты в реакциях вашего задания, табл. 9.

2. Вычислите, какая масса окислителя (по реакциям вашего задания) требуется для окисления 30 г соответствующего восстановителя.

Т а б л и ц а 9

номер задания	окислительно-восстановительные реакции
91	K2 SO3 + KMnO4 + H2 SO4 → MnSO4 + K2 SO4 + H2 O
	Mg + H2 SO4 (конц.) → MgSO4 + H2 S + H2 O
92	K2 S + KMnO4 + H2 SO4 → K2 SO4 + MnSO4 + H2 O
	Co + HNO3 (разб.) → Co(NO3 )2 + N2 O + H2 O
93	K2 CrO4 + KI + H2 O → KCrO2 + I2 + KOH
	Al + H2 SO4 (конц.) → Al2 (SO4 )3 + H2 S + H2 O
94	HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + H2 O
	Cu + HNO3 (разб.) → Cu(NO3 )2 + NO + H2 O
95	K2 SO3 + K2 Cr2 O7 + H2 SO4 → K2 SO4 + Cr2 (SO4 )3 + H2 O
	Cu + HNO3 (конц.) → Cu(NO3 )2 + NO2 + H2 O
96	K2 Cr2 O7 + KNO2 + H2 SO4 → K2 SO4 + Cr2 (SO4 )3 + KNO3 + H2 O
	Co + H2 SO4 (конц.) → Co2 (SO4 )3 + H2 O + S
97	Cu + HNO3 (разб.) → Cu(NO3 )2 + NO + H2 O
	KMnO4 + KI + H2 O → MnO2 + I2 + KOH
98	KCrO2 + Br2 + KOH → K2 CrO4 + KBr + H2 O
	Zn + HNO3 (разб.) → Zn(NO3 )2 + NH4 NO3 + H2 O
99	KNO2 + KMnO4 + H2 SO4 → KNO3 + MnSO4 + K2 SO4 + H2 O
	Ca + HNO3 (разб.) → Ca(NO3 )2 + NH4 NO3 + H2 O
100	Cr2 O3 + KClO3 + KOH → K2 CrO4 + KCl + H2 O
	Ni + H2 SO4 (конц.) → NiSO4 + H2 O + S

VII. ОТДЕЛЬНЫЕ СВЕДЕНИЯ ИЗ ХИМИИ ЭЛЕМЕНТОВ

Фундаментальное изучение химии элементов предполагает следующий план рассмотрения свойств этих элементов:

1. Из положения элемента в Периодической системе определяют:

1) Общее количество электронов, равное порядковому номеру элемента.

2) Количество энергетических уровней, на которых расселены электроны данного элемента, равное номеру периода, в котором расположен элемент.

3) Число валентных электронов, которое равно номеру группы, в которой находится элемент.

2. Составить электронную формулу атома элемента с распределением электронов по уровням и подуровням.

3. Руководствуясь правилом Хунда, представить графически распределение электронов по уровням и подуровням.

4. На основании распределения валентных электронов в атоме, сделать вывод о преобладании металлических или неметаллических свойств.

5. С учетом свободных орбиталей и неспаренных электронов определить все возможные степени окисления, которые может проявлять данный элемент в соединениях с другими элементами.

6. Для всех положительных степеней окисления составить формулы всех возможных оксидов данного элемента и определить их характер (кислотные, основные, амфотерные). Составить формулы соответствующих гидроксидов и кислот и подтвердить их характер уравнениями диссоциации.

7. Указать, как изменяется окислительная и восстановительная активность при переходе от одной степени окисления к другой.

8. Кратко охарактеризовать способы получения элемента, важнейших его соединений. Указать области применения данного элемента и его соединений.

По причине недостатка времени, студенту заочного отделения при изучении химии элементов предъявляется менее широкий круг вопросов, ограничивающийся в основном теми элементами, чьи соединения находят применение в АПК. Причем, этот ограниченный перечень элементов содержит и меньший объем заданий. Для решения данных заданий все необходимые сведения можно легко найти в рекомендованной учебной литературе.

Контрольные задания

101-110. Рассмотрите по плану, представленному выше, элемент, указанный в вашем задании.

101. Марганец.

102. Сера.

103. Кальций.

104. Фосфор.

105. Железо.

106. Хлор.

107. Алюминий.

108. Магний.

109. Медь.

110. Углерод.

Контрольные задания

111. Перечислите важнейшие калийные удобрения. Из каких соединений калия получают калийные удобрения? Рассчитайте процентное содержание KCl в минерале KCl∙MgSO4
∙3H2
O. Какому процентному содержанию K2
O соответствует этот минерал?

112. Объясните, почему почти все нерастворимые в воде соли меди легко растворяются в водном растворе аммиака и в растворах цианидов щелочных металлов. Напишите реакции растворения CuCl2
в растворах гидроксида аммония и цианида калия.

113. Охарактеризуйте кальций и магний как почвообразующие и биогенные элементы. Напишите уравнения реакций (с указанием условий проведения), соответствующие каждому этапу цепочки превращений: CaCl2
→ Ca → CaH2
→ Ca(OH)2
→ CaO.

114. Охарактеризуйте кальций и магний как основу строительных материалов. Укажите состав цемента, извести, гипса. Что такое реакция схватывания цемента? Сколько моль гашеной извести можно произвести при обжиге и последующей обработке водой одной тонны известняка, содержащего 75% CaCO3
?

115. Перечислите основные виды азотных удобрений. Рассчитайте процентное содержание азота в удобрениях, содержащих азот в нитратной форме, а именно, в NH4
NO3
, KNO3
, Ca(NO3
)2
.

116. Какие фосфорные удобрения вам известны? Почему преципитаты и фосфориты рекомендуют применять на кислых почвах? Ответ подтвердите уравнениями реакций. Рассчитайте процентное содержание фосфора в двойном суперфосфате.

117. Карбамид (мочевина) как эффективное по азоту удобрение. Получение карбамида в промышленности (привести уравнения реакций). Рассчитайте процентное содержание азота в карбамиде.

118. Сера как биогенный элемент. Какие соединения серы находят применение в сельском хозяйстве? Составить уравнения реакций для каждого этапа цепочки превращений (где необходимо, приведите уравнения электронного баланса): H2
S → S → SO2
→ Na2
SO3
→ Na2
S2
O3
.

119. Как можно получить белильную известь? Чем обусловлены ее отбеливающие и дезинфицирующие свойства? Какой объем хлора (при нормальных условиях) можно получить из 20 г хлорной извести при действии на нее избытком хлороводородной кислоты?

120. Какие элементы восьмой группы являются микроэлементами? В чем состоит биогенность этих элементов? Составьте уравнение реакции взаимодействия хлорида железа (III) с сероводородом. К какому типу относится данная реакция?

VIII. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Контрольные задания

121. Дайте описание основных принципов объемного анализа. Рассчитайте объем серной кислоты плотностью 1,30 г/мл, который необходимо взять для приготовления двух литров децинормального (0,1н) раствора.

122. Какие индикаторы используют при анализах по методу нейтрализации? Какую окраску имеет индикатор метилоранж при pH < 3,1 и при pH > 4,4? Рассчитайте массу KOH в 10 мл 0,3н раствора.

123. Какие растворы называются приготовленными? Что такое титрование, точка эквивалентности при титровании? Что называется титром? Титр раствора щавелевой кислоты равен 0,00420 г/мл. Рассчитайте массу щавелевой кислоты, содержащуюся в 500 мл этого раствора.

124. Дайте описание аналитического определения карбонатной жесткости воды. Опишите способы устранения жесткости воды. Рассчитайте жесткость воды, если в одном литре ее растворено 0,081 г гидрокарбоната кальция и 0,146 г гидрокарбоната магния.

125. Ход определения общей жесткости воды методом комплексонометрии. Чему равна общая жесткость воды, если на титрование 100 мл воды израсходовано 12,5 мл трилона-Б с концентрацией 0,05н?

126. Что лежит в основе анализов методами оксидиметрии? Как подразделяются эти методы? Какие рабочие растворы применяются при титровании методом пермагнатометрии, иодометрии? Рассчитайте массу перманганата калия, необходимую для окисления 30 г сульфата железа в сернокислом растворе и составьте уравнение реакции.

127. Дайте определение понятию «эквивалент». Как рассчитываются эквивалентные массы кислот и оснований в реакциях нейтрализации и реагентов в реакциях окисления-восстановления. Рассчитайте нормальную концентрацию и титр раствора иода, если на титрование 18 мл раствора иода израсходовано 12,2 мл 0,04н раствора тиосульфата натрия.

128. Какие свойства проявляет марганец в высших степенях окисления? Закончите уравнения реакций:

KMnO4
+ KI + H2
O → …

KMnO4
+ Na2
SO3
+ H2
SO4
→ …

Рассчитайте эквиваленты окислителей и восстановителей в этих реакциях.

129. Как проводятся количественные определения хроматометрическим методом? Закончите уравнения реакций и рассчитайте эквивалентные массы окислителей и восстановителей:

K2
Cr2
O7
+ NaNO2
+ H2
SO4
→ …

K2
Cr2
O7
+ Na2
SO3
+ HCl → …

130. Объясните, какие индикаторы и почему применяются при титровании: 1) слабой кислоты сильным основанием; 2) слабой кислоты слабым основанием; 3) сильной кислоты слабым основанием; 4) сильной кислоты сильным основанием. Рассчитайте титры в: а
) 0,2н растворе H2
SO4
; б
) 0,05н растворе H3
PO4
; в
) 0,1н растворе Ba(OH)2
; г
) 0,7н растворе NH4
OH.

ПРИЛОЖЕНИЯ

Т а б л и ц а 10. Варианты контрольного задания

последние две цифры шифра	номера задач для контрольной работы
00, 50	1	11	29	32	44	58	66	72	83	95	107	111	121
01, 51	2	20	21	31	48	57	62	74	81	93	105	113	122
02, 52	3	19	22	34	43	55	69	75	86	92	104	119	123
03, 53	4	18	26	35	46	54	63	71	82	91	103	112	124
04, 54	5	17	23	33	47	56	61	73	84	96	102	118	125
05, 55	6	16	24	36	41	52	64	76	85	94	101	117	126
06, 56	7	15	27	39	50	51	65	80	89	100	106	114	127
07, 57	8	14	28	38	42	53	70	78	88	98	108	116	128
08, 58	9	13	30	37	45	59	67	77	90	99	110	120	129
09, 59	10	12	25	40	49	60	68	79	87	97	109	115	130
10, 60	9	16	29	31	43	54	61	78	86	97	104	118	129
11, 61	8	18	21	34	46	56	64	80	88	99	108	111	128
12, 62	7	20	26	33	41	51	70	77	87	98	110	119	127
13, 63	6	17	23	36	50	55	67	79	89	96	109	120	126
14, 64	5	15	24	32	48	59	63	73	85	100	106	116	125
15, 65	4	11	27	39	42	53	69	76	83	91	102	117	124
16, 66	3	13	28	35	47	56	70	71	82	92	105	113	123
17, 67	2	12	30	38	50	58	66	74	90	94	107	112	122
18, 68	1	14	22	37	44	52	62	72	81	93	101	114	121
19, 69	2	19	25	39	45	57	65	75	84	95	103	115	122
20, 70	3	18	21	32	43	54	65	76	87	99	110	120	123
21, 71	4	19	22	31	42	53	64	75	86	98	109	119	124
22, 72	5	17	23	34	41	52	63	74	82	97	101	114	125
23, 73	6	20	24	33	44	51	62	72	83	95	102	113	126
24, 74	7	16	29	40	50	59	70	78	88	91	104	117	127
25, 75	8	14	30	38	48	55	69	73	90	96	106	118	128
26, 76	9	15	28	36	49	60	67	77	81	94	108	111	129
27, 77	10	13	27	37	45	58	61	79	84	100	105	116	130
28, 78	9	11	25	39	46	56	66	71	85	92	107	115	129
29, 79	8	12	26	35	47	57	68	80	89	93	103	112	128
30, 80	7	19	30	40	41	59	63	71	88	98	101	120	127
31, 81	6	18	28	38	46	60	66	77	85	92	107	112	126
32, 82	5	11	27	36	43	55	70	72	89	95	102	118	125
33, 83	4	13	21	34	50	51	67	74	84	97	109	114	124
34, 84	3	17	23	31	41	54	65	78	86	94	103	116	123
35, 85	2	15	25	32	49	57	62	75	90	96	105	115	122
36, 86	1	16	29	33	48	53	68	80	83	100	108	117	121
37, 87	2	20	26	35	47	58	64	76	87	93	106	113	122
38, 88	3	14	24	37	42	52	69	73	81	99	104	119	123
39, 89	4	12	22	39	45	56	61	79	82	91	110	111	124
40, 90	5	20	21	40	41	53	70	76	81	98	109	114	125
41, 91	6	19	22	39	43	55	64	74	88	100	105	112	126
42, 92	7	18	23	38	45	57	61	75	83	92	110	113	127
43, 93	8	17	24	37	47	52	68	80	89	97	104	120	128

О к о н ч а н и е

44, 94	9	16	25	36	49	59	66	78	85	94	106	116	129
45, 95	10	15	26	35	50	56	63	73	86	96	107	115	130
46, 96	9	14	27	34	48	51	67	72	90	93	108	118	129
47, 97	8	13	28	33	46	54	65	77	84	95	103	117	128
48, 98	7	12	29	32	44	58	62	79	87	98	101	119	127
49, 99	6	11	30	31	42	60	69	71	82	91	102	111	126

Т а б л и ц а 11. Номенклатура некоторых кислот и солей

формула кислоты	название кислоты	название соли
H3 BO3	ортоборная	ортоборат
H2 CO3	угольная	карбонат
H2 C2 O4	щавелевая	оксалат
CH3 COOH	уксусная	ацетат
HCN	циановодородная	цианид
H2 SiO3	метакремниевая	метасиликат
HNO3	азотная	нитрат
HNO2	азотистая	нитрит
HPO3	метафосфорная	метафосфат
H3 PO4	ортофосфорная	ортофосфат
HPO3	метафосфорная	метафосфат
H3 AsO4	ортомышьяковая	ортоарсенат
H2 SO4	серная	сульфат
H2 SO3	сернистая	сульфит
H2 S	сероводородная	сульфид
H2 S2 O3	тиосерная	тиосульфат
H2 SeO4	селеновая	селенат
H2 TeO4	теллуровая	теллурат
HF	фтороводородная	фторид
HClO4	хлорная	перхлорат
HClO3	хлорноватая	хлорат
HClO2	хлористая	хлорит
HClO	хлорноватистая	гипохлорит
HCl	хлороводородная	хлорид
HBrO4	бромная	пербромат
HBrO3	бромноватая	бромат
HBrO2	бромистая	бромит
HBrO	бромноватистая	гипобромит
HBr	бромоводородная	бромид
HI	иодоводородная	иодид

Т а б л и ц а 12. Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах при 25 º
C

электролит	формула	константа диссоциации
кислоты, Ka
сероводородная	H2 S	(I) 9,56∙10–8
		(II) 1,26∙10–14
угольная	H2 CO3	(I) 4,45∙10–7
		(II) 4,69∙10–11
кремниевая	H2 SiO3	(I) 2,2∙10–10
		(II) 1,6∙10–12
сернистая	H2 SO3	(I) 1,23∙10–2
		(II) 6,6∙10–8
ортоборная	H3 BO3	(I) 7,1∙10–10
		(II) 1,8∙10–13
		(III) 1,6∙10–14
уксусная	CH3 COOH	1,74∙10–5
ортофосфорная	H3 PO4	(I) 7,11∙10–3
		(II) 6,32∙10–8
		(III) 4,46∙10–13
циановодородная	HCN	6,16∙10–10
хлорноватистая	HClO	2,95∙10–8
основания, Kb
гидроксид аммония	NH4 OH	1,76∙10– 5
гидроксид алюминия	Al(OH)3	(III) 1,38∙10– 9
гидроксид меди (II)	Cu(OH)2	(II) 3,4∙10– 7
гидроксид железа (II)	Fe(OH)2	(II) 1,3∙10– 4
гидроксид железа (III)	Fe(OH)3	(III) 1,35∙10– 12
гидроксид никеля (II)	Ni(OH)2	(II) 2,5∙10– 5
гидроксид цинка	Zn(OH)2	(II) 4,0∙10– 5
гидроксид свинца (II)	Pb(OH)2	(II) 3,0∙10– 8
гидроксид марганца (II)	Mn(OH)2	(II) 5,0∙10– 4

СПИСОК РЕКОМЕНДОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

О с н о в н а я

1. Хомченко И. Г.
Общая химия. – М.: Новая волна, 2006.

2. Князев Д.А., Лидин Р.А., Смарыгин С.Н.
Неорганическая химия. – М.: Дрофа, 2004.

3. Цитович И.К.
Курс аналитической химии. – М.: Лань, 2007.

Д о п о л н и т е л ь н а я

4. Глинка Н.Л.
Общая химия. – М.: КноРус, 2009.

5. Ахметов Н.С.
Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2009.

ОГЛАВЛЕНИЕ

ВВЕДЕНИЕ. 1

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ.. 4

I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.. 7

II. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.. 10

1. Оксиды. 10

2. Кислоты и основания. 16

3. Соли. 20

III. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. 24

IV. РАСТВОРЫ.. 27

1. Способы выражения концентраций растворов. 27

2. Ионное произведение воды. Водородный pH и гидроксидный pOH показатели 32

3. Гидролиз солей. 33

V. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ. 35

VI. РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ. 35

VII. ОТДЕЛЬНЫЕ СВЕДЕНИЯ ИЗ ХИМИИ ЭЛЕМЕНТОВ. 35

VIII. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. 35

ПРИЛОЖЕНИЯ. 35

СПИСОК РЕКОМЕНДОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ.. 35