- •270800.62 Строительство
- •1. Основные правила работы и техника безопасности в химической лаборатории.
- •Оказание первой помощи.
- •Общие методические рекомендации по изучению дисциплины
- •1. Введение
- •1. 1 Цель и задачи курса химии
- •1.2.Выполнение контрольной работы
- •1.3. Рекомендуемая литература и интернет ресурсы.. Основная литература
- •2. Химическая символика классификация неорганических соединений.
- •2.2. Классификация неорганических соединений по функциональным признакам и составу.
- •Бинарные соединения
- •Трехэлементные соединения
- •Кислотные
- •2. 3. Кислоты. Классификация. Свойства. Получение.
- •2.4 Основания.
- •2.5. Соли.
- •2.6. Задания для контрольной работы.
- •3. Основные законы общей химии. Стехиометрия.
- •3.Моль. Закон Авогадро. Молярный объем газа.
- •5. Закон Бойля-Мариотта
- •6. Закон Гей-Люссака
- •3.2. Примеры решения задач
- •Тогда молярная масса газа равна
- •3.3 Задания для контрольной работы.
- •4. Химический эквивалент.
- •4.2. Задания для контрольной работы.
- •1.Рассчитать эквивалент химических соединений
- •5. Строение атома. Периодический закон и приодическая таблица д.И. Менделеева.
- •5.1. Атом и его строение
- •5.2. Периодические свойства элементов.
- •Периодически изменяются следующие свойства атомов:
- •Непериодически ( монотонно ) изменяются:
- •5.3. Задания для контрольной работы.
- •6.Термодинамика и термохимия
- •Тепловой эффект реакции
- •Энтальпия
- •Стандартная энтальпия образования веществ
- •6.2.Вычисление тепловых эффектов. Закон Гесса.
- •6.3. Энтропия.
- •Энтропия
- •6.4. Энергия Гиббса
- •Энергия Гиббса
- •6.5. Направление протекания реакций в зависимости от знаков dh, ds, dg
- •6.6. Задания для контрольной работы
- •7. Химическая кинетика и химическое равновесие.
- •7.3. Примеры решения задач.
- •7.4.Задания для контрольной работы
- •8. Коллоидные растворы.
- •8.1 Задания для контрольной работы.
- •9. Растворы
- •9.2.Способы выражения концентрации растворов.
- •9.3. Пример приготовления растворов необходимой концентрации различными способами.
- •9.4. Задания для контрольной работы.
- •10. Электролитическая диссоциация. Водородный показатель.
- •Сильных электролитов Слабых электролитов
- •10.2.Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •10.3.Формулы для расчета рH сильных и слабых электролитов.
- •Реакция рН
- •10.4.Значение водородного показателя
- •10.5. Примеры решения задач.
- •10.6.Задания для контрольной работы
- •11. Ионно-молекулярные уравнения реакций обмена
- •11.2. Примеры решения задач.
- •11.3. Задания для контрольной работы
- •12. Гидролиз солей.
- •12.1. Гидролизом соли называют процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию электролита, более слабого, чем исходный.
- •Катион слабого основания Анион слабой кислоты
- •12.2 Количественные характеристики гидролиза.
- •12.3.Управление процессом гидролиза
- •12.4. Контрольные задания
- •13 . Окислительно-восстановительные реакции.
- •13.1. Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
- •13.2.Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •Реакции диспропорционирования
- •Окислителем и восстановителем является один и тот же элемент
- •Хлор и ок-ль и восст-ль
- •13.3. Примеры решения задач.
- •4) Суммируем электронные уравнения, предварительно умножив на коэффициенты:
- •5) Сокращаем подобные члены:
- •6) Составляем молекулярное уравнение:
- •13.4. Задания для контрольной работы
- •14. Электродные потенциалы и электродвижущие силы
- •14.2. Примеры решения задач.
- •14.3.Задания для контрольной работы.
- •15. Электролиз
- •15.2.Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.
- •15.4. Примеры решения задач.
- •15.5.Задания для контрольных работ.
- •16. Общие свойства металлов.
- •16.2. Химические свойства металлов.
- •Кальций. Основные свойства, получение.
- •Соединения кальция. Химические свойства, получение.
- •16.4. Жесткость – один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества природных вод.
- •Способы устранения жесткости воды.
- •Виды коррозии металлов.
- •16.6. Типы защиты металлов от коррозии.
- •16.7. Примеры решения задач.
- •16.8. Задания для контрольной работы .
- •17. Основы органической химии. Полимеры.
- •17.1.Соединения углерода (за исключением некоторых простых соединений) называют органическими соединениями.
- •17.2. Вопросы и задания для контрольной работы.
- •18. Химический анализ строительных материалов
- •18.2.Задания для контрольной работы.
- •Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
- •Основания
- •Произведение растворимости (пр) некоторых малорастворимых в воде соединений
- •Номенклатура солей
- •Классификация органических соединений по функциональным группам
- •Названия предельных углеводородов
- •7.5.Варианты заданий для выполнения контрольной работ
- •7.5.Варианты заданий для выполнения контрольной работ
Кислотные
Кислотные оксиды – оксиды неметаллов или переходных металлов в высшей степени валентности
Mn+2 Mn+4 Mn+7
основной амфотерный кислотный
Способы получения
а)окисление неметаллов
С+О2 → t СО2
б)смотри способы 2 и 4
Номенклатура
Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов используется старинная система названий ангидридов кислот.
Ангидрид – продукт отщепления воды от соответствующей кислоты
Химические свойства
1.кислотные оксиды взаимодействуют с водой и образованиями кислот
SO3+H2O →H2SO4
2.взаимодействуют с амфотерными оксидами
P2O5+Al2O3 → 2AlPO4
3.взаимодействуют с основаниями
CO2+Ca(OH)2 →CaCO3+H2O
4.участвуют в ОВР
2SO2+O2 → t 2SO3
Амфотерные
Амфотерные оксиды сочетают свойства основных и кислотных оксидов.
Al2O3+6HCl →2AlCl3+3H2O
Al2O3+NaOH+H2O → Na[Al(OH)4]
H2O – идеальный амфотерный оксид
2. 3. Кислоты. Классификация. Свойства. Получение.
Кислоты сложные вещества, содержащие один, или несколько атомов водорода, способных полностью, или частично замещаться на атом металла. В растворах кислоты имеют рН менее 7.
Индикатор лакмус изменяет окраску на красный; фенолфталеин - бесцветный; метилоранжевый - на розовый.
Существует несколько классификаций кислот:
КИСЛОТЫ
↓ ↓
Бескислородные Кислородосодержащие
HI, HBr, H2S. H2SO3, HClO2
КИСЛОТЫ
↓ ↓ ↓
Одноосновные Двухосновные Многоосновные
HCl, HNO3 H2S, H2SO4 H3PO4
НОМЕНКЛАТУРА:
Многие кислоты сохранили историческое название, например, соляная кислота HCl, плавиковая кислота HF.
Название кислородных кислот происходит от названия неметалла с добавлением –ная- и -вая- , если степень окисления неметалла максимальная:
+6
H2SO4 –максимальное - серная кислота
+5
H3AsO4 – максимальное - мышьяковая кислота
По мере понижения степени окисления суффикс меняется в следующем порядке –оватая- , -истая-, -оватистая-.
+7
HClO4 – хлорная
+5
HClO3 - хлорноватая
+3
HClO2 - хлористая
+1
HClO – хлорноватистая
ПОЛУЧЕНИЕ
Бескислородные кислоты: получают методом прямого синтеза.
Cl2 + H2→2HCl
Действием более сильных кислот на соответствующие соли
FeS+2HCl→ H2S↑+FeCl2
Взаимодействие кислотных оксидов и воды
SO3+ H2O→H2SO4
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.
1) Взаимодействие кислот с активными металлами
HCl+Zn→ZCl2+H2↑
2) C основными оксидами
H2SO4+CaO→CaSO4+H2O
3) Взаимодействие кислот с основаниями
H3PO4+3NaOH→Na3PO4+3H2O
Взаимодействие кислот с амфотерными оксидами
6HCl+Al2O3→2AlCl3+3H2O
Взаимодействие кислот с солями
H2SO4+BaCl2→BaSO4↓+HCl – реакция возможна, если продукт выделяется газом, или выпадает в осадок.