Тема 5. Классы химических соединений и их номенклатура

Тема	Основные понятия и термины	Учебники	Задачники
V. Химические соединения и номенклатура	1. Основные классы неорганических соединений: определение понятий «оксиды», «гидроксиды (основания), « кислоты», «соли»	Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.1(раздел 1.4) Ч.2, гл.12 (раздел 12.1)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.II
	2. Номенклатура простых и сложных неорганических соединений	Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.1 (1.2-1.3)

После изучения данного раздела студентам следует знать:

1. Основные классы неорганических соединений, их номенклатуру.

2. Химические реакции получения соединений различных классов.

3. Способы получения основных классов, их химические свойства.

Студенты должны уметь:

1. Составить формулу и назвать химическое соединение (оксид, гидроксид, кислота, соль).

2. Написать уравнения реакции получения каждого класса неорганических соединений и реакций их взаимодействия.

По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №3.

Самостоятельная работа №3

Разделы «Основные классы неорганических соединений»,

«Номенклатура неорганических соединений»

1. Дайте определение следующим соединениям и приведите в качестве примера по 2 формулы указанных соединений:

а) амфотерный оксид,

б) кислотный гидроксид (кислота),

в) основная соль.

1. Назовите следующие соединения, укажите, к какому классу они относятся:

Ba(HCO₃)₂, H₄SiO₄, Cr(OH)₃, Rb₂O, CaMnO₄, H₂SeO₃, NH₄OH, [Cr(OH)₂]₂SO₄, Al(OH)Cl₂, Li₂CrO₄.

2. Определите класс и напишите формулы следующих соединений:

оксид алюминия, селеноводородная кислота, сульфит аммония, дигидрофосфат калия, ортокремневая кислота, гидросиликат железа(III), вольфрамовая кислота, гидроксид кобальта(II), хлорид дигидроксосвинца(IV), сульфид цинка.

4. Взаимодействуют ли с кислотой:

а) амфотерные оксиды,

б) кислотные гидроксиды,

в) основные соли?

Приведите примеры уравнений соответствующих химических реакций и назовите продукты.

5. Какие реакции можно использовать для получения:

а) амфотерного оксида,

б) кислотного гидроксида,

в) основной соли?

Приведите уравнения соответствующих химических реакций.

6. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно последовательно получить следующие соединения, укажите типы химических реакций:

Na ® NaOH ® Na₃[Cr(OH)₆] ® Na₂SO₄ ® NaOH

Тема 6. Основные закономерности протекания химических процессов

Тема	Основные понятия и термины	Учебники	Задачники
VI. Основные закономерности протекания химических процессов	1. Химические реакции: типы химических реакций. Основы термохимии: закон Гесса; расчет теплового эффекта химической реакции	Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.6 (раздел 6.1.5)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 1
	2. Возможности протекания реакции: основные понятия термодинамики (внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса). Основное уравнение термодинамики. Определение возможности протекания реакции в стандартных условиях	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.6 (раздел 6.1) 2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел II, гл.5 (параграфы 5.1-5.4)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 1
	3. Скорость протекания реакции: основы химической кинетики (скорость химической реакции, закон действия масс, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса). Катализаторы. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье	1) Н.Л. Глинка Общая химия, 2006 Ч.1, гл.6 (раздел 6.2) 2) Н.В. Коровин Общая химия, 2005 Раздел II, гл.5 (параграф 5.5) гл.7 (параграфы 7.1-7.2, 7.5)	Н.Л. Глинка Сборник задач и упражнений по общей химии, 2001, гл.V, раздел 2

После изучения данного раздела студентам следует знать:

1. Основные типы химических реакций.

2. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и энергия Гиббса.

3. Закон Гесса. Энтальпия образования химических соединений.

4. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.

5. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа.

6. Константу химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

7. Уравнение Аррениуса. Энергию активации.

8. Катализ и катализаторы. Основные области применения катализаторов.

Студенты должны уметь:

1. Определить тепловой эффект химической реакции.

2. Определить возможность или невозможность протекания химических процессов.

3. Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие; направление смещения равновесия под действием тех или иных факторов.

4. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении концентрации вещества или при изменении температуры.

По указанной теме необходимо выполнить самостоятельную работу №4.

Самостоятельная работа №4

Тема «Общие закономерности химических процессов»

1. Пользуясь таблицей растворимости солей, кислот и оснований, составьте уравнения реакций, проходящих между:

а) нитратом железа(II) и гидроксидом натрия;

б) гидроксидом хрома и гидроксидом калия;

в) хлоридом дигидроксоалюминия и соляной кислотой.

Расставьте коэффициенты, укажите признаки и тип реакций.

2. Пользуясь справочными материалами, рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сжигании 1 м³ бутана С₄Н₁₀.

3. Используя табличные значения стандартных энтропий и энтальпий, вычислите значение энергии Гиббса для реакции

2HCl (газ) + 1/2O₂ (газ)® Сl₂ (газ) + H₂О (ж)

и определите принципиальную возможность или невозможность осуществления реакции: а) в стандартных условиях; б) при 500^оС. При ка кой температуре возможно состояние равновесия?

4. Как изменится скорость реакции 2NO(газ)+ Cl₂ (газ) =2 NOCl (газ), если концентрация оксида азота(II) будет увеличена в 5 раз?

5. На сколько градусов нужно повысить температуру химической реакции, чтобы ее скорость увеличилась в 10 раз? Температурный коэффициент γ примите равным 2,7.