Общая химия для поступающих в вузы. Учебное пособие

В.И. ПЕНИНА, О.Ю. АФАНАСЬЕВА, О.В. ЛАВРЕНТЬЕВА

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ В ВУЗЫ

Учебное пособие

Самара Самарский государственный технический университет

2016

1

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ «САМАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

К а ф е д р а «Общая и неорганическая химия»

В.И. ПЕНИНА, О.Ю. АФАНАСЬЕВА, О.В. ЛАВРЕНТЬЕВА

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ В ВУЗЫ

Учебное пособие

Самара Самарский государственный технический университет

2016

2

Печататется по решению редакционно-издательского совета СамГТУ

УДК 541.(075.8)

А94

П25

Пенина В.И.

П 25 Общая химия для поступающих в вузы: учеб. пособие / В.И. Пенина, О.Ю. Афанасьева, О.В. Лаврентьева. – Самара: Самар. гос. техн. ун-т, 2016.

– 105 с.

Представлен обзор химических свойств неметаллов и металлов: водорода, галогенов и их соединений, халькогенов, элементов подгрупп азота и углерода, щелочных и щелочноземельных металлов. Особое внимание уделено алюминию, железу, сплавам, производству чугуна и стали. Рассматриваются вопросы электролиза растворов и коррозии металлов. Приведена характеристика свойств воды, определение различных видов жесткости воды.

В начале каждого раздела представлен теоретический материал. Приведены примеры решения основных типов задач по данным темам, задания для самостоятельной работы, тренировочные тесты.

Рекомендуется слушателям подготовительных курсов при изучении химии и подготовке к вступительному и другим видам тестирования, для студентов СамГТУ всех форм обучения, для преподавателей химии, а также для желающих самостоятельно изучить представленные разделы курса общей химии.

Рецензент докт. хим. наук, проф. С.Н. Яшкин

УДК 541.(075.8) А 94 П 25

©В.И. Пенина, О.Ю. Афанасьева, О.В. Лаврентьева, 2016

©Самарский государственный технический университет, 2016

3

ВВЕДЕНИЕ

В данном учебном пособии освещены основные вопросы выпускных и приемных экзаменов по химии. Для лучшего усвоения курса химии приведены некоторые дополнительные сведения. По каждой теме дается необходимый теоретический материал, подробные решения основных типов задач, а также современные экзаменационные тесты и задачи.

Прежде чем приступить к разбору типовых заданий, рекомендуется проработать материал конкретного раздела, следуя его содержанию.

Перечень литературы и других методических материалов приведен в конце настоящего пособия. Успешному освоению теоретического материала способствует его конспектирование в процессе подготовки.

Пособие предназначено для абитуриентов, готовящихся к поступлению в ВУЗ, для старших школьников. Оно также может быть рекомендовано преподавателям химии при подготовке учащихся к сдаче выпускных экзаменов за курс средней школы.

4

ГЛАВА 1.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА НЕМЕТАЛЛОВ

К неметаллам относятся р-элементы главных подгрупп IV-VIII групп периодической системы Д.И. Менделеева, а также Н, Не – s-элементы и В – р-элемент IIIA-группы.

Число электронов на внешнем уровне меняется от 4 до 8, т.е. от ns2np2 (IVA-группа) до ns2np6 (VIIIA-группа), а также для атома водорода 1s1, для атома гелия 1s2, для атома бора 2s22p1.

Атомы неметаллов проявляют окислительные и восстановительные свойства, т.е. могут принимать электроны до устойчивого завершенного состояния ns2np6 (характерное состояние для атомов инертных газов) и отадавать электроны.

Возможные степени окисления:

-4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7

Физические свойства:

–газы (Cl2, H2, Ar, Kr и т.д.);

–жидкости (Br2);

–твердые вещества (C, S, Si, I2 и т.д.).

Семь неметаллов имеют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2, I2, N2, O2.

Кристаллические решетки твердых веществ-неметаллов и металлов различны. В металлах связь металлическая. Атомы металлов образуют плотноупакованную кристаллическую структуру.

В неметаллах менее плотноупакованная кристаллическая решетка. Между атомами возникает ковалентная связь. В кристаллической решетке твердых неметаллов нет свободных электронов. Поэтому неметаллы плохо проводят тепло, электричество и непластичны.

Химические свойства

1.Окислительные свойства проявляются при взаимодействии:

–с металлами (Ме):

неMe0 + me →неMem- (Me0 − ne →Men+ ).

5

При этом образуются соединения:

C, Si → карбиды (CaC2 и др.), силициды (Ca2Si и др.); N, P → нитриды (Ca3N2 и др.), фосфиды (Na3P и др.); Me + О → оксиды (CaO, Al2O3 и др.);

S, Se, Te → сульфиды (К2S и др.), селениды (BeSe и др.), теллуриды (Bi2Te3 и др.);

Hal → галогениды (KF, NaCl и др.);

– с водородом H2 + Cl2 ¾¾® 2HCl;

¬¾ ¾

–с неметаллами с более низкой электроотрицательностью 5S + 2P → P2+5 S5-2 (ЭО(S) > ЭО(P));

–со сложными веществами – неорганическими и органическими (реакции окисления). Окислителями, в основном, являются кислород

игалогены.

СН4 + 2О2 → СО2↑ + 2Н2О; 4NН3 + 5О2 → 4NО↑ + 6Н2О; 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3.

2. Восстановительные свойства проявляют все неметаллы, кроме фтора.

При взаимодействии с кислородом (кроме F2): 4P + 5О2 ¾¾t® 2P2О5;

S + О2 ¾¾t® SО2.

При взаимодействии со сложными веществами (кислотами-окислителями и солями-окислителями):

S0 + 6HN+5O3конц. → H2S+6O4 + 6N+4O2↑ + 2H2O; 6P0 + 5KCl+5О3 → 5KCl– + 3P2+5О5.

Наиболее сильными восстановителями являются H2, C, Si. ZnO + C → Zn + CO↑;

CuO + H2 → Cu + H2O.

Таким образом, неметаллы проявляют и окислительные, и восстановительные свойства.

3. Реакции диспропорционирования, в которых хлор является одновременно и окислителем и восстановителем.

Cl2 + H2O → HCl + HClO;

6

3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O.

Кислородные соединения неметаллов

Оксиды делят на несолеобразующие (SiO, NO, CO) и солеобразующие кислотные (SiO2, N2O5, CO2).

По агрегатному состоянию среди оксидов неметаллов можно выделить газы (SO2, CO2, NO2), жидкости (SO3, N2O3) и твердые (P2O5, SiO2).

Все кислотные оксиды (кроме SiO2) растворимы в воде. При этом образуются кислоты:

N2O3 + H2O → 2HNO2.

Сила кислородсодержащих кислот увеличивается с увеличением степени окисления кислотообразующего неметалла.

Водородные соединения неметаллов

Это летучие газообразные вещества, кроме воды.

Отношение к воде: метан СН4, силан SiH4 плохо растворимы в воде; аммиак NH3 и фосфин РН3 при растворении образуют слабые основания NH4OH и РН4ОН.

Элементы VIA и VIIA-групп образуют кислоты только в водных

С увеличением порядкового номера элемента-неметалла падает прочность связи между водородом и неметаллом и увеличивается сила кислот (легче отщепляется ион водорода). Это можно объяснить тем, что сврху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра увеличиваются радиусы атомов. Поэтому связь между галогеном и водородом ослабляется.

7

ГЛАВА 1.1. ВОДОРОД

1H-1s1 ↑ – первый элемент в таблице Д.И. Менделеева. Степени окисления +1 (H+), -1 (Na+H- – гидрид натрия) и 0 (Н2). Имеет три изотопа: протий 11 H ; дейтерий 21 H (D); тритий 31 H (Т).

Массовая доля в земной коре 0,15%. В природе содержится, в основном, в воде, нефти, природных газах.

Получение

В лаборатории:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑;

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑.

В промышленности в настоящее время (паровая конверсия метана):

1.CH4 + H2O ¾750¾−¾850o¾,Ni ® CO↑ + 3H2↑;

2.CO + H2O ¾200¾−¾250¾o ,Ni ® CO2↑ + 3H2↑.

Электролиз водных растворов NaCl, KCl, H2SO4 и др. (также и в лабораторных условиях):

2NaCl + 2H O электролиз H ↑+ Cl ↑+ 2NaOH.

2 ¾¾ ¾ ¾¾® 2 2

Химические свойства

1. Взаимодействие с простыми веществами. В реакциях с неметаллами проявляет восстановительные свойства.

H2 + F2 → 2HF; 2H2 + O2 ¾¾t® 2H2O; H2 + S ¾¾t® H2S;

3H2 + N2 ¾t,¾Р, kat¾Fe,¾Pt ® 2NH3.

С металлами образует гидриды, проявляет при этом окислительные свойства: Ca0 + H20 → Са+2 H −2 (гидрид кальция).

2. Со сложными веществами проявляет восстановительную способность при получении чистых металлов (W, Fe, Mo и др.).

3H2 + WO3 → W + 3H2O.

8

Для получения органических веществ: CO + 2H2 → CH3OH;

CH2=CH2+H2 → CH3 – CH3;

H3С – С(О)Н + H2 → CH3 – CH2 – OH.

Применение

Водород применяется для получения NH3, гидрирования органических веществ, получения металлов, хлороводорода; для сварки металлов, в топливных элементах, в атомной энергетике (D, Т).

Задача 1. Определите массу цинка, который надо растворить в хлороводородной кислоте, чтобы полученным водородом можно было восстановить оксид железа (III) Fe2O3 массой 40 г до железа.

Решение:

Запишем уравнение реакции восстановления Fe2O3 водородом и найдем объем водорода, необходимый для восстановления 40 г Fe2O3

9

Составим пропорцию: 65 г → 22,4 л;

х г → 16,8 л. Отсюда х = 65 ×16,8 = 48,75 г (Zn).

22,4

Ответ: 48,75 г цинка.

Задача 2. На нейтрализацию раствора, полученного при взаимодействии гидрида кальция с водой, затратили раствор объемом 43,67 мл с массовой долей хлороводорода 29,2 % и плотностью 1,145 г/мл. Какой объем водорода (н.у.) выделился при разложении гидрида?

Решение:

Найдем массу HCl в растворе

mHCl = wHCl ∙ mр-ра; mр-ра = V×ρ = 43,67 ∙ 1,145 = 50,0 г; mHCl = 0,292 ∙ 50 = 14,60 г.

При разложении гидрида кальция CaH2 водой образуется Ca(OH)2. Запишем уравнение реакции нейтрализации гидроксида кальция водным раствором хлороводорода:

Найдем массу Ca(OH)2.

Для этого составим пропорцию: 74 г Ca(OH)2 → 73 г HCl;

х г Ca(OH)2 → 14,6 г HCl.

Отсюда х = 74 ×14,6 =14,8 г Са(OH)2.

73

Запишем уравнение реакции разложения гидрида кальция водой:

10