Химия. Учебное пособие-1

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ

ПОВОЛЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ТЕЛЕКОММУНИКАЦИЙ И ИНФОРМАТИКИ

Гончарова Г. Н., Топоркова Л. В.

ХИМИЯ

Учебное пособие

Самара - 2016

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО СВЯЗИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего

образования «ПОВОЛЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ТЕЛЕКОММУНИКАЦИЙ И

ИНФОРМАТИКИ»

Кафедра физики

Г.Н. Гончарова, Л.В. Топоркова

ХИМИЯ

Учебное пособие

Самара

2016

2

УДК 54

Г

Рекомендовано к изданию методическим советом ПГУТИ,

протокол № 27 от 12.05.2016 г

Гончарова Г.Н., Топоркова Л.В.

ГХимия: учебное пособие / Г.Н. Гончарова – Самара: ПГУТИ, 2016. – 60 с.

Учебное пособие «Химия» содержат теоретическую часть по основным свойствам

химических элементов периодической системы Д.И. Менделеева по группам и подгруппам, также изучается электронное строение атомов и типы химических связей, наблюдаются и изучаются процессы электролиза, кроме этого прилагаются инструкции к выполнению лабораторных работ с использованием компьютерной программы. Учебное пособие разработано в соответствии с ФГОС ВПО по направлению подготовки бакалавров и магистров бакалавров и магистров 12.03.03 – Фотоника и оптоинформатика, 11.03.01 – Радиотехника, 27.03.05 - Инноватика, 27.03.04Управление в технических системах, 09.03.02

– Информационные системы и технологии. Предназначено для студентов 1 курса ФБТО и ФИСТ для самостоятельной подготовки и выполнения лабораторных работ.

ISBN

©, Гончарова Г.Н., 2016

3

СОДЕРЖАНИЕ

Введение …………………………………………………………….. 4

Лабораторная работа № 1. Изучение свойств водорода………………...7

Лабораторная работа № 2. Галогены-p-элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева……………………………...15

Лабораторная работа № 3. Кислород и сера -p-элементы VI группы периодической системы Д.И. Менделеева……………………………...28

Лабораторная работа № 4. Элементы V группы

периодической системы Д.И. Менделеева……………………………….36

Лабораторная работа № 5. p-элементы IV группы

периодической системы Д.И. Менделеева……………………………....45

Лабораторная работа № 6. Электролиз………………………………….50

Литература………………………………………………………………...57

4

ВВЕДЕНИЕ

Всвязи со все возрастающей компьютеризацией проведение части лабораторных работ по химии для студентов университета с использованием компьютерных программ, демонстрирующих химические опыты, представляется целесообразным. Компьютерная программа по химии помимо усовершенствования практических навыков работы на персональном компьютере, дает возможность для самостоятельного и дистанционного обучения, что важно не только для студентов дневного отделения, но и для студентов заочной и дистанционной формы обучения.

Учебное пособие, содержащее необходимую теоретическую часть, создает возможность выполнения лабораторных работ на компьютере в домашних условиях. Аудиторное время занятий более полно может быть использовано для более основательного разбора теоретических основ химических процессов.

Лабораторные работы охватывают основные свойства химических элементов периодической системы Д.И. Менделеева по группам и подгруппам, также изучается электронное строение атомов и типы химических связей на примерах молекул некоторых веществ, наблюдаются и изучаются процессы электролиза.

Втеоретической части содержатся некоторые основные понятия и представления, являющиеся общими для различных дисциплин естественно научного направления.

5

Методика проведения лабораторного практикума по химии

Студент допускается к выполнению лабораторной работы при наличии подготовленного лабораторного отчета, включающего название лабораторной работы, цель, краткие теоретические сведения и ответы на предлагаемые вопросы.

Студент, не подготовившийся к выполнению лабораторной работы, готовится к ней во время занятия под наблюдением преподавателя и допускается к работе, если остается достаточно времени для ее выполнения. Если времени на выполнение лабораторной работы недостаточно, то студент направляется на отработку пропущенной работы в другую группу (или на время консультаций) по расписанию работы преподавателя.

Студент выполняет лабораторную работу, внося в практическую часть отчета необходимые сведения: уравнения реакций, наблюдения, делает необходимые выводы. В конце занятия преподаватель оценивает работу и ставит свою подпись.

Преподаватель в конце занятия выдает каждому студенту 3-4 индивидуальных задачи, решение которых студент представляет преподавателю на следующем занятии.

Студенты, не защитившие лабораторные работы в срок, защищают все выполненные лабораторные работы на занятии, выделенном для защиты пакета лабораторных работ. Студенты, уже защитившие часть лабораторных работ, защищают последнюю из выполненных работ.

Лабораторный практикум считается выполненным, если студент отработал и защитил все лабораторные работы, предусмотренные программой.

Домашнее задание

Домашнее задание выдается студенту на 5-6 неделе и представляет индивидуальный набор задач. Вариант домашнего задания определяется двумя последними цифрами номера зачетной книжки. Все варианты представлены в «Методических указаниях к практическим занятиям».

Решение домашнего задания студентом выполняется в отдельной тонкой тетради или на отдельных листах, при этом на титульном листе указывается группа, ФИО студента и преподавателя, № варианта и №№ задач. Решение каждой задачи выполняется на отдельном листе с обязательным наличием условия задачи. Решение задачи должно быть подробным с подстановкой числовых данных и указанием размерности в ответе.

Полностью выполненное домашнее задание принимается на 12-14 неделе с обязательным собеседованием (защитой). Домашнее задание может быть возвращено студенту для доработки.

Зачет

Студент допускается к зачету после выполнения лабораторного практикума и сдачи домашнего задания.

Зачет проводится в форме письменной работы, которая включает вопросы и задачи, соответствующие содержанию лабораторных работ и домашнего задания. Если студент выполнил зачетную работу не полностью, то он может получить зачет после собеседования с преподавателем или переписав зачетную работу повторно.

Итоговый зачет

Студент допускается к итоговому зачету после сдачи зачета по лабораторным работам.

Итоговый зачет проводится в форме письменной работы, которая включает вопросы и задачи, соответствующие содержанию лекционного курса и домашнего задания. Если студент выполнил зачетную работу не полностью, то он может получить зачет после собеседования с преподавателем или переписав зачетную работу повторно.

6

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ВОДОРОДА

1.Цель работы

1.Познакомиться с электронным строением атома водорода, молекулы H 2 , H2 O , H2 O2 .

2.Изучить реакции получения водорода в лабораторных условиях.

3.Изучить окислительно-восстановительные реакции на примере взаимодействия йодида калия и перманганата калия с перекисью водорода.

2. Контрольные вопросы

1.Как получают водород в промышленности и в лаборатории? Привести уравнения реакций.

2.Опишите строение атома водорода. Напишите электронную формулу. В чем заключается особенность электронного строения атома водорода?

3.Назовите изотопы водорода, охарактеризуйте их.

4.Описать строение молекулы водорода.

5.Описать строение молекулы воды.

6.Указать способы получения пероксида водорода. Описать строение молекулы H2O2 .

7.Химические индикаторы. Применение индикаторов и их виды. Перечислите распространенные кислотно-основные индикаторы, охарактеризуйте их.

8.Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Дайте определения окислителям и восстановителям.

9.Какие степени окисления может принимать водород в реакциях?

10.До каких продуктов может быть окислена вода:

а) до O и H ; б) до OH ; в) до 2OH ?

11. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления для следующих реакций и определить, в каких случаях водород служит окислителем, а в каких – восстановителем:

а) 3Al 6HCl 3AlCl3 3H2 ;

б) 2H2 O2 2H2O ;

в) 2Na 2H2O 2NaOH H2 ; г) BaH2 2H2O Ba OH 2 2H2 .

3. Содержание работы и методические указания к ее выполнению

На «рабочем столе» ПК найдите значок программы «1C: Химия». После загрузки программы, найдите вкладку «Альбом» / «Водород».

1.Изучить строение атома водорода, молекулы H 2 , H2O , H2O2 .

1.1.Зарисовать атом водорода.

1.2.Зарисовать электронное строение, геометрию и структуру молекулы водорода.

1.3.Зарисовать геометрию и структуру молекулы перекиси водорода.

1.4.Зарисовать электронное строение, геометрию и структуру молекулы воды.

1.5.Перечислите изотопы водорода.

1.6.Зарисовать структуру льда, изучить водородные связи.

2.Наблюдать проведение следующих опытов и записать уравнения реакций.

2.1.Взаимодействие цинка с соляной кислотой, в результате которой выделяется водород. При нагревании реакция ускоряется, при охлаждении замедляется.

7

2.2.Взаимодействие цинка с гидроксидом натрия. Водород выделяется только при нагревании.

2.3.Взаимодействие йодида калия с перекисью водорода. Выделяется йод.

2.4.Взаимодействие перекиси водорода с перманганатом калия в щелочной среде. Если прилить к перманганату калия раствор перекиси водорода, реакция не происходит. При добавлении гидроксида натрия перманганат калия восстанавливается.

2.5.Взаимодействие сульфида свинца с перекисью водорода. Перекись водорода окисляет сульфид свинца и образуется белый осадок сульфата свинца.

2.6.Взаимодействие натрия с водой. Спиртовой раствор фенолфталеина используется в качестве индикатора. Идет бурная реакция с выделением водорода.

2.7.Промышленные методы получения водорода.

2.7.1.Конверсия метана.

2.7.2.Неполное окисление метана.

2.7.3.Конверсия оксида углерода (II).

3.В каждой окислительно — восстановительной реакции проставить степени окисления и записать полуреакции окисления и восстановления.

4.Распределить химические вещества, участвующие в предложенных выше реакциях по следующим группам: простые вещества, оксиды, щелочи (основания), кислоты, соли.

5.Написать названия соединений в химических реакциях.

Приложение

Химия водорода

1.Распространение в природе.

2.Физико-химические свойства. Получение.

3.Применение. Токсикология.

1. Распространение. Природу водорода как особого газа впервые установил Кавендиш в

1766 г.

Водород принадлежит к распространенным в природе элементам. Он входит в состав воды, глины, каменного и бурого угля, нефти, во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается редко (в вулканических и природных газах). Водород – самый распространённый элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и большинства звёзд. Гигантские планеты солнечной системы Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, в газовых туманностях, в межзвёздном газе.

Его кларк равен 1%.

Кларк - относительная распространенность (в массовых долях, выраженная в %) элемента в таких составных частях Земли, как ее каменная кора глубиной до 16 км от уровня моря, воды океанов, морей, озер и рек, воздушная оболочка высотой до 50 км (граница стратосферы).

Водород не принадлежит ни к одной из групп периодической системы. Он обнаруживает те или иные физико-химические свойства, сходные с элементами почти всех А-групп. Атом водорода по сравнению со всеми остальными элементами имеет самую простую электронную конфигурацию 1s1 - один электрон на одной s-АО. Основная особенность водорода заключается в том, что в отличие от всех других элементов (кроме гелия) в его атоме валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра – у него нет промежуточного слоя. Положительно заряженный ион водорода H представляет собой элементарную частицу протон.

Особенность строения электронной оболочки атома водорода не позволяет однозначно решить, в какой группе периодической системы он должен находиться. Действительно, если исходить из числа валентных электронов его атома, то водород должен находиться в первой

8

группе, что подтверждается также сходством спектров щелочных металлов и водорода. Со щелочными металлами сближает водород и его способность давать в растворах гидратированный положительный однозарядный ион H (р). Однако в состоянии свободного иона H (г) – протона – он не имеет ничего общего с ионами щелочных металлов.

Согласно теоретическим представлениям при огромных давлениях водород должен переходить в металлическое состояние. В этих условиях должно происходить превращение молекулярного водорода в атомный и должна образовываться кристаллическая решетка, в узлах которой находятся протоны, а электроны становятся общими для всего кристалла; такой кристалл должен обладать металлической проводимостью. Но энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

Если же исходить из того, что для завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группу. Атомы водорода, как и атомы галогенов, характеризуются высокими значениями ионизации.

Размещение водорода в I или VII группе таблицы в значительной мере условно.

Водород, встречающийся в природе, является смесью двух изотопов: 11 H - протия (99,984%) и 21 H (или D )- дейтерия (0,016%). Радиоактивный изотоп - тритий 31 H или T

постоянно образуется в верхних слоях атмосферы под действием нейтронов космических лучей на атомы азота и некоторых других газов. В природных водах содержание трития не превышает 1-150 атомов на 1018 атомов протия.

В виде простого вещества (молекул H 2 ) он встречается только на очень больших

высотах, где находятся частично в атомарном, а частично в ионизированном состоянии ( H , H ). Среднее содержание H 2 вблизи земной поверхности составляет всего 5×10-5%.

Наиболее важные соединения водорода в природе вода, углеводороды и другие органические вещества.

2. Физико - химические свойства. Водород – газ без цвета, вкуса и запаха. Во всех трех агрегатных состояниях он находится в виде молекул H 2 . Его температура плавления –

259,20ºС, кипения – 252,80ºС. Растворимость в 1л воды при 250ºС составляет 0,0175 л (при 0ºС и 0,1 МПа). Плотность водорода по отношению к воздуху равна 0,06952. В обычных условиях водород ведет себя как идеальный газ.

Водород является смесью 25% пара-водорода и 75% орто-водорода. Он способен давать химические соединения с большинством химических элементов, за исключением благородных газов.

Водород взаимодействует с кислородом воздуха и взрывается от искры и пламени:

2H2 O2 2H2O

Смеси H 2 и F2 взрываются в темноте:

H2 F2 2HF

Хлор горит в атмосфере водорода:

H2 г Cl2 г 2HCl г , H 298 184 кДж.

Реакции водорода с бромом и иодом протекают обратимо. С серой и селеном водород взаимодействует только при нагревании H2S и H2Se . Непосредственно без катализаторов

водород не реагирует с азотом, углеродом, кремнием. В обычных условиях молекулярный водород проявляет восстановительные свойства только по отношению к металлам, имеющим электродный потенциал более +0,7 эВ ( Hg , Ag , Pd , Au ):

2AgNO3 р H2 г 2Ag к 2HNO3 р

При высоких температурах H является активным восстановителем, применяемым в промышленности:

9

GeO2 2H2 Ge 2H2O

WO3 3H2 W 3H2O

SiHCl3 H2 Si 3HCl

Атомарный водород химически очень активен как восстановитель при Т=180ºС и более восстанавливает до металлов многие оксиды: Ag2O , Bi2 O3 , CdO , PbO , HgO и другие.

Некоторые металлы растворяют водород ( Ni , Pt , Pd ). Щелочные, щелочно-земельные металлы, а также титан, цирконий, уран взаимодействуют с ним с образованием гидридов ( KH , CaH2 , UH3 , TiH2 и другие). Водород играет роль окислителя:

под нагрузкой расслаиваются.

Получение. В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов (до 90% метана), продуктов газификации топлива (водяного и паровоздушного газов) и коксового газа. Производство водорода основано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (П), например над никелевым катализатором при Т = 800ºС:

давлением, а затем – водным раствором этанол-аммиака.

Наиболее чистый водород получают электрическим разложением воды, содержащей для увеличения ее электрической проводимости NaOH и KOH :

на катоде Fe : 2H2 O 2e H2 2OH , на аноде C : 2OH 2e 0,5O2 H2O .

Также H 2 получают по реакции:

CaH2 H2O 2H2 Ca OH 2

и в лабораториях:

Zn HCl H2 2ZnCl2

и из гидрида титана при терморазложении:

TiH2 H2 Ti

Гидридами называются бинарные соединения H с более электроположительными элементами. По характеру химической связи все гидриды делят на ионные (солеобразные), ковалентные и металлообразные.

Ионные гидриды - бесцветные кристаллические вещества высокой реакционной способности. Все они сильные восстановители. Ионные гидриды в кристаллической решетке содержат катион металла и гидридный анион H , который и определяет восстановительные свойства ионных гидридов. Стандартный электродный потенциал полуреакции:

0,5H2 e H , 2,24 В.

Поэтому анион H проявляет по отношению ко многим веществам восстановительные свойства:

10