Методические указания и контрольные работы по дисциплине Химия (110

Утверждено научно-методическим советом химического факультета 21 апреля 2011 г., протокол № 4

Рецензент д-р хим. наук, профессор В.Ф. Селеменев

Учебно-методическое пособие подготовлено на кафедре общей и неорганической химии химического факультета Воронежского государственного университета.

Рекомендуется для самостоятельной работы по дисциплине «Химия» для студентов первого курса среднего профессионального образования.

Для специальностей 210104.51 (2001) – Микроэлектроника и твердотельная электроника, 230105.51 (2203) – Программное обеспечение вычислительной техники и автоматизированных систем, 080106.51 (0603) – Финансы (по от-

раслям), 032401.51 (2308) – Реклама, 280201.51 (3201) – Охрана окружаю-

щей среды и рациональное использование природных ресурсов, 100201.51 (2307) – Туризм

2

Тема 1.1. Основные понятия и законы химии. Количественные

отношения в химии

Химия – наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Все количественные расчеты в химии производят в соответствии со стехиометрическими законами. На основании закона постоянства состава составляют химические формулы. На основании закона сохранения массы веществ расставляют коэффициенты в уравнениях реакций.

Задания для самостоятельной работы:

1. Вычислите мольрные массы соединений: Ва3(РO4)2, Sn(ОН)4, I2O5,

Pb(NO2)2, Са(ClO3)2, Na2Cr2O7, ZnOHNO3, CuCl2, Аl2(SO4)3, H3AsO4, SnSO3, PН3, О3, As2S3, H2O2.

2.Рассчитайте массовые доли элементов в нитрате меди (II).

3.Определите массу 0,25 моль карбоната натрия.

4.Определите массу одной молекулы брома.

5.Какой объем занимают 96 г озона?

6.Сколько атомов содержится в 20,8 г хрома?

7.Какой объем водорода (н. у.) выделится при действии цинка массой 32,5 г на избыток серной кислоты?

8.Какие объемы (н. у.) кислорода и сернистого газа (SO2) необходимы для получения серного ангидрида (SO3)?

9.К раствору, содержащему 20 г нитрата серебра (I), прилили раствор, содержащий 5,85 г хлорида натрия. Определите массу осадка, если выход продукта реакции равен 95 %.

10.При действии соляной кислоты на 44,8 г неизвестного металла образуется хлорид металла (II) и выделяется 17,92 л газа (н. у.). Определить, какой металл вступил в данную реакцию.

Тема 1.2. Периодический закон и Периодическая система

Д.И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома

Периодический закон, открытый Д.И. Менделеевым, представляет собой наиболее универсальный способ классификации химических элементов

иявляется одним из основных законов современной химии и естествознания. Этот закон и его графическое отображение – Периодическая система – выполняют три задачи теоретических знаний: обобщающую, объясняющую

ипрогностическую.

Задания для самостоятельной работы:

1. Составить электронные конфигурации атомов кремния, брома, железа, серебра, магния, фосфора, рубидия. Определить валентные возможности атомов данных элементов.

3

2. На каком основании хлор и марганец расположены в одной группе периодической системы элементов? Почему они находятся в разных подгруппах?

3.Чему равно число электронов в ионах Р3-, Ва2+, С4-, F-, Al3+?

4.Дать сравнительную характеристику натрия, цинка и селена по положению в ПС.

5.Выполнить домашнюю контрольную работу по вариантам:

Вариант 1

1.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 33 и 28. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

2.Напишите формулу, по которой можно рассчитать общее число электронов на третьем энергетическом уровне.

3.Какое максимальное число электронов могут занимать s-, p-, d-, f-орбитали данного энергетического уровня? Почему?

4.Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, ml и mS, характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома магния?

5.Квантовые числа для электронов внешнего энергетического уровня ато-

мов некоторого элемента имеют следующие значения: n = 4; l = 0; ml = 0; mS = +1/2. Напишите электронную формулу атома этого элемента и определите, сколько свободных 3d-орбиталей он содержит.

6.Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного

Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы?

Вариант 2

1.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 32 и 23. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

2.Напишите формулу, по которой можно рассчитать общее число электронов на четвертом энергетическом уровне.

3.Какое максимальное число электронов могут занимать s-, p-, d-, f-орбитали данного энергетического уровня? Почему?

4.Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, ml и mS, характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома кремния?

4

5.Квантовые числа для электронов внешнего энергетического уровня ато-

мов некоторого элемента имеют следующие значения: n = 4; l = 0; ml = 0; mS = +1/2. Напишите электронную формулу атома этого элемента и определите, сколько свободных 3d-орбиталей он содержит.

6.Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного

Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы?

Тема 1.3. Химическая связь. Строение вещества

Свойства вещества определяются его химическим составом, порядком соединения атомов и их взаимным влиянием. Теория строения атомов объясняет механизм образования молекул и природу химической связи. Важнейшими видами химической связи являются ковалентная, ионная, металлическая и водородная.

Вид ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, называют неполярной, а образованной разными атомами — полярной. Различают два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорноакцепторный. Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью. Ионная связь возникает за счет сил электростатического притяжения между разноименно заряженными ионами. Ионная связь ненаправленна и насыщенна. Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других простых или сложных веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность. Эти особенности вызваны существованием в металлах особого вида связи — металлической связи. Водородная связь обусловлена электростатическим взаимодействием, которое осуществляется между молекулами. Водородная связь – пример межмолекулярной связи.

Вещества бывают молекулярного и немолекулярного строения. Различные виды химической связи обуславливают существование четырех типов кристаллических решеток: молекулярных, ионных, атомных и металлических.

Задания для самостоятельной работы:

1. Определите тип химической связи в соединениях: Н2О2, I2, О2, S, Zn, NН3, H2Se, Na2О2, NaI, K2SO4, NН4NО3, Cr.

2.Какую ковалентную связь называют σ-связью и какую π-связью? Объясните на примере строения молекулы азота.

3.Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? При-

5

ведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих ионов в нейтральные атомы.

4.Какую химическую связь называют водородной? Между молекула-

ми каких веществ она образуется? Почему Н2О и НF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги?

5.Выполнить домашнюю контрольную работу по вариантам:

Вариант 1

1.Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

2.Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте графические формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV).

3.Как можно объяснить линейное строение молекулы MgCl2 и тетраэдрическое СН4?

Вариант 2

1.Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

2.Хром образует соединения, в которых он проявляет степени окисления +2, +3, +6. Составьте графические формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III).

3.Как можно объяснить угловое строение молекул Н2О и линейное молекулы СО2?

Тема 1.4. Закономерности протекания химических реакций. Хи-

мическое равновесие

Химическая кинетика изучает: а) протекание процесса во времени; б) взаимодействие веществ на атомно-молекулярном уровне.

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия – состояния, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. При этом в системе образуется продукта ровно столько, сколько его распадается. В 1884 г. французский ученый Ле Шателье установил закономерное влияние внешних условий на положение равновесия обратимых реакций – принцип смещения равновесия (принцип Ле Шателье): если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концен-

6

трация, температура или давление), то равновесие смещается в сторону того процесса, который ослабляет внешнее воздействие.

Задания для самостоятельной работы:

1.В закрытом сосуде объемом 2 л протекает реакция 2NO(г) + O2(г) =

=2NO2(г). В некоторый момент времени количество вещества оксида азота (IV) составляло 0,12 моль. Через 8 секунд количество вещества NO2 в сосуде стало 0,36 моль. Чему равна средняя скорость данной реакции в указанный промежуток времени?

2.В сосуде вместимостью 2 л смешали 4,5 моль газа H2 и 3 моль Cl2. Через 2 с в реакционной системе образовался газ HCl, количеством вещества 1 моль. Определите среднюю скорость реакции. Рассчитайте количества веществ H2 и Cl2, которые не прореагировали.

3.Напишите кинетические уравнения для реакций:

4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г)

C(тв) + O2(г) = CO2(г)

Fe3O4(тв) + H2(г) = 3FeO(тв) + H2O

4.Напишите выражение для скорости химической реакции, проте-

кающей в гомогенной системе по уравнению: N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г). Определите, как изменится скорость этой реакции, если: а) концентрация N2 увеличится в 2 раза; б) концентрация Н2 увеличится в 2 раза; б) давление в системе уменьшится в 2 раза?

5.При 20 °С скорость реакции составляет 0,5. Чему равна скорость той же реакции при 70 °С, если температурный коэффициент равен 2?

6.На сколько градусов нужно понизить температуру для уменьшения

в27 раз скорости реакции, температурный коэффициент которой равен трем?

7.Скорость химической реакции 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г) при концен-

трации реагирующих веществ [NO] = 0,3 моль/л и [O2] = 0,15 моль/л cоставила 1,2 · 10-3 моль/л·с. Вычислить значение константы скорости реакции. Одинакова ли размерность констант для разных реакций?

8.Записать выражения для констант равновесия следующих обратимых реакций:

BaO(тв) + CO2(г) BaCO3(тв) Fe3O4(тв) + 4H2(г) 3Fe(тв) + 4H2O(г)

N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г)

4NH3(г) + 5O2(г) 4NO(г) + 6H2O(г)

9. В какую сторону будет смещаться равновесие в системах: H2S(г) H2(г) + S(тв) – 20,1 кДж

N2O4(г) 2NO2(г) – 66,5 кДж

7

2CO(г) + O2(г) 2CO2(г) + 565,13 кДж

H2(г) + I2(г) 2HI(г) + 25,1 кДж

при увеличении концентрации реагентов; при увеличении давления; температуры?

Тема 1.5. Водные растворы. Способы выражения концентрации

растворов. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более компонентов. Необходимыми компонентами раствора являются растворитель и растворенное вещество. В одном растворителе может находиться несколько растворенных веществ. Количество растворенного вещества в определенном количестве раствора или растворителя, которое может колебаться в очень широких пределах, называется концентрацией раствора.

Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении их в воде или расплавлении.

Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД), были сформулированы шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 г. Для количественной оценки силы электролита вводится понятие «степень электролитической диссоциации». Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации и температуры. Степень диссоциации возрастает с разбавлением и с повышением температуры.

Гидролиз – обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Задания для самостоятельной работы:

1. Выполнить домашнюю контрольную работу по вариантам: Вариант 1

1.Рассчитайте массовую долю соли в растворе, полученном при растворении 1,3 г цинка в 36,5 г 10%-го раствора соляной кислоты.

2.В какой массе раствора с массовой долей Na2SO4 10 % нужно растворить 200 г Na2SO4 10H2O, чтобы получить раствор с массовой долей сульфата натрия 16 %?

3.В каком объеме воды следует растворить 11,2 л оксида серы (IV) (н. у.), чтобы получить раствор сернистой кислоты с массовой долей 1 %?

4.Вычислите массовую долю (%) гидроксида бария в растворе, который

получен растворением в 200 г воды навески бария, содержащей 1,505 · 1023 атомов металла.

8

Вариант 2

1.Через 150 г 5%-го раствора нитрата свинца пропустили 0,448 л (н. у.) сероводорода. Рассчитайте массовую долю азотной кислоты в полученном растворе.

2.Сероводород объемом 2,24 л (н. у.) пропустили через 125 г 12%-го раствора хлорида меди (II). Рассчитайте массовую долю хлороводородной кислоты в полученном при этом растворе.

3.Нитрат аммония осторожно прокалили, а выделившийся оксид азота (I) смешали с 8 л (н. у.) водорода и смесь взорвали. Оказалось, что после взрыва в смеси остался непрореагировавший водород объемом 1,28 л (н. у.). Рассчитайте, какая масса нитрата аммония подверглась разложению.

4.В каком массовом соотношении нужно смешать 10%-е растворы гидроксида натрия и серной кислоты для получения нейтрального раствора соли? Какова концентрация соли в полученном растворе?

2. Выполнить домашнюю работу по вариантам: Вариант 1

1.Растворы каких веществ относятся к электролитам: CuO, Ca(NO3)2, H2SO4, AgNO3, NaCl, KOH, Fe(OH)3, HCl, Na2CO3, AgCl, Al2S3, CaCO3, BaSO4, Mg3(PO4)2, H2SiO3? Ответ мотивируйте.

2.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций: а) карбонат натрия + соляная кислота, б) нитрат свинца (II) + иодид калия, в) сульфат меди (II) + гидроксид натрия.

3.Составьте формулы электролитов, содержащих в молекулах анионы элементов с порядковыми номерами 17, 35, 53.

4.Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между высшими гидроксидами элементов с порядковыми номерами 6 и 3, 17 и 37, 34 и 56, 19 и 25, 15 и 30.

5.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций по следующим сокращенным:

а) P2O5 + 6 OH- → 2 PO43- + 3H2O; б) Pb2+ + S2- → PbS↓.

Вариант 2

1.Из данного перечня веществ выберите электролиты: азот, хлорид кальция, соляная кислота, сахароза (сахар), кислород, нитрат бария, метан, гидроксид калия, сера.

2.Из данного перечня выберите сильные электролиты: нитрат натрия, нитрат бария, сероводородная кислота, гидроксид бария, сульфид натрия, угольная кислота, карбонат калия.

3.Напишите уравнения диссоциации следующих веществ: нитрата калия, карбоната калия, хлорида магния, гидроксида бария, азотной кислоты. В

9

каждом случае обозначьте класс, к которому относится то или иное вещество.

4.Подберите по три примера веществ, при диссоциации которых в растворе будет присутствовать ион: а) OH–, б) SO42– , в) NO3–, г) PO43–.

5.Подберите по три примера веществ, при диссоциации которых в растворе будет присутствовать ион: а) H+ (H3O+), б) K+, в) Mg2+, г) Ba2+.

3.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза, протекающих в водных растворах сульфата цинка, нитрата магния, карбоната калия, сульфита бария, сульфида железа (II), фторида цинка.

4.Какую реакцию среды обнаруживают водные растворы нитрита калия, нитрата серебра (I), сульфат свинца (II); карбоната рубидия, бромида бария, хлорид алюминия?

5.Напишите уравнения реакций, происходящих при опускании кусочка цинка в раствор хлорида цинка. Опишите внешние признаки протекающих процессов.

Тема 1.6. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз

Задания для самостоятельной работы:

1. Определить степень окисления атомов элементов в соединениях и

ионах: MnO4-, K2MnO4, H3РO4, Pb(NO3)2, KClO3, Na2CrO4, Сa(HCO3)2, SnCl4, I2, N2O5, SF6, ZnOHCl, K2PbO2, Fe2(SO4)3, NH4+, Cr2O72-, SnO32-, CrO2-, SO32-, PO3-, О3, As2S3, H2O2, H3AsO4.

2. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель.

1.Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + Na2SO4 + H2O

2.Н2О2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + О2 + K2SO4 + H2O

3.SnSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Sn(SO4)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

4.НBr + KMnO4 → Br2 + КBr + MnBr2 + H2O

5.KNO2 + K2Cr2O7 + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 + H2O

6.NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

7.HNO2 + HI → I2 + NO + H2O

8.H2SO3 + I2 + H2O → H2SO4 + HI

9.I2 + H2O + Cl2 → HIO3 + HCl

10.KI + KIO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O

11.NaI + KMnO4 + KOH → I2 + K2MnO4 + NaOH

12.K2MnO4 + CO2 → KMnO4 + MnO2 + K2CO3

13.Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

14.HgS + HNO3 + HCl → HgCl2 + S + NO + H2O

15.FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

10