2

УДК 54

Рассмотрены и утверждены на заседании кафедры химии МГУП.

Протокол № от 2004 г.

© Могилёвский государственный университет продовольствия

4

ВВЕДЕНИЕ

Впроцессе изучения курса общей и неорганической химии студент заочной формы обучения технологических специальностей должен выполнить две контрольные работы. Настоящие методические указания предназначены для выполнения первой контрольной работы.

Вданном пособии рассматриваются четыре основных раздела курса общей и неорганической химии: 1) «Основные классы неорганических соединений»; 2) «Способы выражения состава растворов»; 3) «Диссоциация воды. Водородный и гидроксидный показатели»; 4) «Обменные реакции. Гидролиз солей».

Контрольные задания к каждой из четырех тем включают: 1) краткую теоретическую информацию по данной теме; 2) вопросы, общие для всех вариантов; 3) конкретные задания для данного варианта (всего 16 вариантов по теме);

4)пример решения типового задания.

Краткая информация по каждой теме перед контрольным заданием начинается цифровой ссылкой на номер соответствующего вопроса к экзамену.

Контрольную работу рекомендуется выполнять в следующей последовательности:

1 На установочной сессии каждому студенту необходимо получить у лектора потока номера соответствующих задач.

2 Перед решением задач соответствующего раздела необходимо изучить по учебным пособиям (1) и (2) материал, относящийся к данному разделу.

3 Проработать краткое изложение материала изучаемого раздела по данному методическому указанию. Обратить внимание на термины, выделенные в тексте.

4 Попытаться решить самостоятельно последний вариант каждого раздела. При затруднениях проработать и понять суть приведённого решения этого варианта.

5 Решить задачи своего варианта. В конце работы привести список использованной литературы. Работа должна быть подписана студентом.

6 При получении оценки «не зачтено» исправить ошибки в этой же тетради и выслать работу на рецензирование повторно. Работу над ошибками следует выполнять в конце тетради.

7 Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, не проверяется и не зачитывается.

5

1 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

1Оксиды – химические соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления (-2). Название оксида включает слово «оксид», название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента. Например, CrO3 - оксид хрома (VI). Большинство оксидов реагируют с кислотами или основаниями с образованием солей. Такие оксиды называют солеобразующими. Несолеобразующие оксиды (СО, NO, N2O, SiO) не реагируют с водой, кислотами и основаниями с образованием солей. Гидратной формой оксида называется продукт взаимодействия его с водой. Если оксиды с водой не взаимодействуют, то соответствующие им гидратные формы (гидроксиды), можно получить косвенным путём. По характеру гидратных форм солеобразующие оксиды делятся на три типа: основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды в качестве гидратных форм образуют основания с общей формулой Ме (ОН)n, где n – степень окисления металла. Основные оксиды образуют только металлы (все металлы 1А и 2А групп кроме Ве, некоторые другие металлы со степенью окисления +1 и +2). Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами.

Например,

Кислотные оксиды в качестве гидратных форм образуют оксокислоты. Неметаллы, а также металлы со степенью окисления выше +4, образуют только кислотные оксиды. Кислотные оксиды реагируют с основаниями и основными оксидами.

Например,

CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4+ Н2O P2O5 + 3CaO → (Ca)3(PO4)2

Гидратными формами амфотерных оксидов являются амфотерные гидроксиды, которые проявляют свойства, как кислот, так и оснований. Амфотерные оксиды образуют Ве, большинство р-металлов, цинк, хром и некоторые другие металлы. Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и с основаниями, а также с кислотными и основными оксидами.

Например,

2Кислоты – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием катионов водорода. Кислоты классифицируют: 1)по основности; 2) по силе электролита; 3) по содержанию кислорода; 4) по содержанию молекул воды (мета - и ортокислоты).

Основность определяется числом атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл. Например, фосфорная кислота H3РO4 – трёхосновная, серная кислота – двухосновная. По силе электролита различают сильные и слабые кислоты. Сильные кислоты диссоциируют нацело, т. е. нахо-

6

дятся в водном растворе только в виде ионов. Слабые кислоты диссоциируют частично. Напомним, что диссоциацией называется распад на ионы под влиянием растворителя (воды). Диссоциация сильных кислот (на примере серной) не-

обратима и идёт в одну ступень:

Н2SO4 2H+ + SO42

Диссоциация слабых кислот протекает обратимо и для многоосновных кислот ступенчато. Например, ортофосфорная кислота - слабый электролит и диссоциирует в три ступени:

1)H3РO4 ↔ H2РO4 + H+;

2)H2РO4 ↔ HРO42 + H+;

3)HРO42 ↔ РO43 + H+.

Следствием такой диссоциации является возможность образования кислых солей.

По содержанию или отсутствию кислорода в составе молекулы различают кислородсодержащие (оксокислоты) (Н2SO4) и бескислородные кислоты (Н2S). Название оксокислоты включает название кислотообразующего элемента с окончанием – ная или – вая, если элемент находится в высшей степени окисления, и с окончанием – истая, если степень окисления элемента более низкая. Например, НNO3 – азотная кислота, НNO2 – азотистая кислота. Название бескислородной кислоты содержит название кислотообразующего элемента с добавлением слова «водородная». Например, Н2S – сероводородная кислота.

Мета - и ортокислоты различаются содержанием молекул воды. Ортокислоты содержат на одну молекулу воды больше метакислот. Например, метакремниевая кислота - Н2SiO3 , ортокремниевая кислота – Н4SiO4 .

Кислоты взаимодействуют со многими металлами. На практике чаще других применяют серную (Н2SO4), азотную (НNO3) и соляную (НСl) кислоты. С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, разбавленные серная и соляная кислоты реагируют с выделением Н2↑.

Zn + Н2SO4 (разб.) H2↑ + ZnSO4

Металлы, стоящие в ряду напряжения после водорода, не восстанавливают газообразный водород из кислот. Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами за счёт окислительных свойств серы (VI):

Cu + 2Н2SO4 (конц.) CuSO4 + SO2↑+ 2Н2O

Азотная кислота любой концентрации при взаимодействии с металлами не выделяет газообразный водород. Концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV):

Cu +4НNO3 (конц.) Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2Н2O

Очень разбавленная азотная кислота наиболее активными металлами (Mg, Al, Zn) может восстановиться до ионов аммония:

4Mg + 10НNO3 (конц.) 4Mg (NO3)2 + NH4NO3+ 3Н2O

7

Кислоты взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей:

Mg(OН)2 + Н2SO4 MgSO4+ 2Н2O

Рекомендуется запомнить формулы кислот и солей, а также их названия, представленные в таблице 1.

Таблица 1 - Названия и формулы широко используемых кислот и их солей

3Основания – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием анионов гидроксильных групп. Название основания включает: слово «гидроксид», название элемента в родительном падеже, сте-

пень окисления элемента. Например, Cr(OН)3 - гидроксид хрома ( ). Основания

классифицируют:

1) по: кислотности; 2) по силе электролита. Кислотность определяется числом гидроксильных групп в молекуле основания. Однокислотные основания образуют щелочные металлы, например, гидроксид натрия NaОН. Трёхкислотное основание – гидроксид алюминия Al(ОН)3. По силе электролита различают сильные и слабые основания. Полностью диссоциируют гидроксиды металлов групп 1А и 2А (кроме бериллия и магния). Десять сильных оснований щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются щелочами. Все остальные основания – слабые электролиты и малорастворимые в воде соединения.

Диссоциация сильного основания необратима и для гидроксида бария, например, её записывают так:

Ba (ОН)2 → Ba2+ + 2OH .

Диссоциацию слабого основания записывают как равновесное превращение, например, для гидроксида марганца ( ):

Mn(OH)2 ↔ MnOH+ + OH ;

MnOH+ ↔ Mn2+ + OH .

9

1) взаимодействие простых веществ: металла и неметалла:

Mg + Cl2 → MgCl2

2) взаимодействие кислотного и основного оксида:

CaO + СО2 → CaСО3

3) взаимодействие кислоты и основания:

НCl + NaOH → NaCl+ Н2O.

4) взаимодействие кислоты и основного оксида:

Н2SO4 + CaO → СaSO4↓+ Н2O.

5) взаимодействие основания и кислотного оксида:

Ba(ОН)2 + СО2 → ВaСО3↓ + Н2O.

6) взаимодействие активного металла с кислотой:

Mg + Н2SO4 → MgSO4 + H2↑

7) взаимодействие активного металла с солью, образованной менее активным металлом

Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4

8) взаимодействие двух солей с образованием соли, нерастворимой в воде:

Na2SO4 + Ba(NO3)2 → ВaSO4↓ + 2NaNO3.

9) взаимодействие соли с кислотой:

Ba(NO3)2 + Н2SO4 → ВaSO4↓ + 2НNO3.

10) взаимодействие соли с основанием:

Na2SO4 + Ba(ОН)2 → BaSO4↓ + 2NaОН.

1.1 Вопросы к контрольному заданию

а) Напишите формулы кислоты и основания, названия которых приведены в разделе (а) Вашего варианта. Укажите силу этих электролитов; напишите уравнения их электролитической диссоциации в водном растворе. Составьте формулы средних, кислых и основных солей, которые соответствуют заданным кислоте и основанию; назовите эти соли по систематической номенклатуре. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих солей в водном растворе.

10

б) Напишите уравнения реакций получения солей, указанных в разделе (б) Вашего варианта, взаимодействием: основного и кислотного оксидов; основания и кислоты. Изобразите графические формулы этих солей.

Таблица 2 - Задания к разделу: «Основные классы неорганических соединений»

11

1.2 Пример решения контрольного задания (задача №16)

Задание (а)

Напишите формулы ортомышьяковой кислоты и гидроксида магния. Укажите силу этих соединений как электролитов. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих соединений в водном растворе. Составьте формулы средних, кислых и основных солей, которые соответствуют ортомышьяковой кислоте и гидроксиду магния. Назовите эти соли по систематической номенклатуре. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих солей в водном растворе.

Ответ:

Гидроксид магния как электролит относится к слабым основаниям и диссоциирует в две ступени:

Mg(OH)2 ↔ MgOH+ + OH ;

MgOH+ ↔ Mg2+ + OH .

Ортомышьяковая кислота является слабым электролитом и диссоциирует в три ступени:

H3AsO4 ↔ H2AsO4 + H+;

H2AsO4 ↔ HAsO42 + H+;

HAsO42 ↔ AsO43 + H+.

Гидроксиду магния и ортомышьяковой кислоте соответствует 4 соли:

1)средняя соль - ортоарсенат магния Mg3(AsO4)2;

2)основная соль - ортоарсенат гидроксомагния (MgOH)3AsO4;

3)кислая соль - дигидроортоарсенат магния Mg(H2AsO4)2;

4)кислая соль - гидроортоарсенат магния MgHAsO4

Уравнения электролитической диссоциации солей в водном растворе.

Mg3(AsO4)2 → 3Mg2+ + 2AsO43

(MgOH)3AsO4 → 3MgOH+ + AsO43

MgOH+ ↔ Mg2+ + OH .

Mg (H2AsO4)2→ Mg2+ + H2AsO4

H2AsO4 ↔ HAsO42 + H+;

HAsO42 ↔ AsO43 + H+.

MgHAsO4 → Mg2+ + HAsO42

HAsO42 ↔ AsO43 + H+.

Задание (б)

Напишите уравнения реакций получения ортофосфата кальция и гипохлорита бария взаимодействием:

1)основного и кислотного оксидов;

2)основания и кислоты. Изобразите графические формулы солей.

Ответ:

Ортофосфат кальция (Ca)3(PO4)2 можно получить:

12

1) взаимодействием оксида кальция CaO (основного оксида) и оксида фосфора

(5) P2O5 (кислотного оксида). Степени окисления элементов в оксидах должны соответствовать их степеням окисления в солях.

3CaO + P2O5 → (Ca)3(PO4)2

2) взаимодействием гидроксида марганца (2) и ортофосфорной кислоты:

3Ca (OН)2 + 2Н3PO4 → (Ca)3(PO4)2 + 6Н2О

Сульфит бария ВaSO3 можно получить:

1) взаимодействием оксида бария BaO (основного оксида) и оксида серы (IV) SO2 (кислотного оксида):

BaO + SO2 → ВaSO3

2) взаимодействием гидроксида бария и хлорноватистой кислоты:

Ba (OН)2 + 2НСlO → Ba (ClO)2 + 2Н2О

Графическая формула ортофосфата кальция (Ca)3(PO4)2

Графическая формула гипохлорита бария Ba(ClO)2

2 РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ

11 Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или большего числа компонентов. В истинных растворах вещества находятся в виде молекул, атомов или ионов. В пищевой технологии используются, в основном, водные растворы. Вода в таких растворах считается растворителем, а растворёнными веществами могут быть и твёрдые вещества (например, хлорида натрия), газы (например, сероводород), и жидкости (например, этиловый спирт). Масса раствора (mp) равна сумме массы растворённого вещества Х (mв(Х)) и массы воды (m H2O):

На практике чаще используются два способа выражения состава растворов - массовая доля растворённого вещества и молярная концентрация раствора:

1) массовая доля растворённого вещества Х ω(Х) – отношение массы растворённого вещества (mв(Х)) к массе раствора (mp):

13

Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы. Например, 1,5%-ный раствор хлорида натрия в воде – это такой раствор, в 100г которого содержится 1,5г хлорида натрия и 98,5г воды, состав раствора можно выразить

вдолях: ω(NaCl) = 0,015

2)молярная концентрация раствора С(Х) – отношение количества растворённого вещества Х (n) в молях к объёму раствора (Vp) в литрах:

Наряду с размерностью (моль/л) допускается обозначение М. Так, 0.1М Н2SO4 означает раствор, в одном литре которого содержится 0,1 моль серной кислоты, т.е. С (Н2SO4) = 0.1моль/л.

Для перевода одного вида концентрации в другой рекомендуем выбрать произвольную массу или объём раствора и произвести соответствующие расчёты. Например, необходимо определить молярную концентрацию 12%-ного раствора хлорида натрия (плотность раствора равна 1,086г/мл). Возьмём 100г 12%- ного раствора хлорида натрия. Молярную концентрацию раствора рассчитываем по формуле (3): С(Х) = n(Х) / Vp. Количество вещества хлорида натрия n(NaCl) в 100г раствора найдём, используя формулы

где М(Х) – молярная масса растворённого вещества, в данном случае NaCl. Объём раствора (Vp) определим, используя формулу

где ρ – плотность раствора.

Тогда, mв(NaCl) = ω(NaCl) • mp / 100% = 12% • 100г / 100% = 12г. n(NaCl) = mв (NaCl) / М(NaCl) = 12г / 58г/моль = 0,207моль.

Vp = mp / ρ = 100г / 1.086г/мл = 92,08мл.

С(NaCl) = n(NaCl) / Vp = 0,207моль / 0,092л = 2.25 моль/л.

Таким образом, молярная концентрация 12%-ного раствора хлорида натрия составляет 2.25 моль/л

2.1 Вопросы к контрольному заданию

а) Определите массовую долю растворённого вещества и его молярную концентрацию при смешении двух растворов, указанных в пункте (а) Вашего варианта. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.

б) Вычислите массу кристаллогидрата и объём воды, которые необходимы для приготовления раствора, указанного в пункте (б) Вашего варианта. Массовая доля дана по безводной соли. Плотности растворов указаны в приложении А.

в) Определите объём 30%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,220г/мл) и объём воды, которые необходимы для приготовления раствора, указанного в пункте (в) Вашего варианта. Плотности разбавленных растворов указаны в приложении А.

14

Таблица 3 - Задания к разделу «Способы выражения состава растворов»

2.2 Пример решения контрольного задания (задача №32)

Задание а)

Определите массовую долю (ω3) и молярную концентрацию (С3) вещества в растворе, полученном при сливании 300мл (V1) 2% (ω1) NaNO3 и 500мл (V2) 1% (ω2) NaNO3. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.

Введём необходимые обозначения:

Массовая доля вещества в первом растворе NaNO3 ω1 = 2%. Объём 2%-ного раствора NaNO3: V1 = 300мл.

Массовая доля вещества во втором растворе NaNO3 ω2 = 1%.

15

Объём 1%-ного раствора NaNO3 V2 = 500мл. Плотности растворов ρ = 1,0г/мл. Определить:

Массовую долю вещества в смешанном растворе ω3, %.

Молярную концентрацию вещества в смешанном растворе С3, моль/л.

Решение:

Массовую долю (ω3) долю вещества в смешанном растворе найдём по формуле (2)

ω3 = mв3• 100% / mp3

Масса вещества (NaNO3) в смешанном растворе (mв3) равна сумме масс вещества в первом и втором растворах (mв1, mв2):

mв3 = mв1 + mв2 = ω1•mр1 / 100% + ω2•mр2 / 100% =

=ω1•V1•ρ1 / 100% + ω2•V2•ρ2 / 100% =

=2%•300мл•1г/мл / 100% + 1%•500мл•1г/мл / 100% = 6г + 5г = 11г.

Масса смешанного раствора (mp3) равна сумме масс первого и второго растворов (mр1, mр2):

mв3 = mв1 + mв2 = V1•ρ1 + V2•ρ2 =

= 300мл•1 г/мл + 500мл•1г/мл= 300 г + 500 г = 800 г.

Определим массовую долю вещества в смешанном растворе (ω3):

ω3 = mв3• 100% / mp3 = 11 г•100% / 800 г = 1,38%

Молярную концентрацию вещества в растворе рассчитаем по формуле (3)

– С3= n3 / V3. Количество вещества нитрата натрия (n3) и объём смешанного раствора (V3) найдём, используя формулы (4) и (6):

n3 = mв3 / М = 11г / 85 г/моль = 0.13 моль V3 = mp3 / ρ = 800 г / 1.0 г/мл = 800мл. = 0.8 л

С3 = n3(NaNO3) / V3 = 0,13 моль / 0.8л = 0,16 моль/л. Ответы: ω3 = 1,38%; С3 = 0,16 моль/л.

Задание б)

Вычислите массу кристаллогидрата BaCl2•2H2O и объём воды, которые необходимы для приготовления 100мл 2%-ного раствора BaCl2.

Введём необходимые обозначения: Массовая доля BaCl2 в растворе BaCl2: ω = 2%. Объём 2%-ного раствора BaCl2: V = 100 мл.

Молярная масса кристаллогидрата BaCl2•2H2O М(BaCl2•2H2O) = 244 г/моль.

Молярная масса безводной соли BaCl2 М(BaCl2) = 208 г/моль Плотность раствора BaCl2 ρ = 1,016 г/мл (таблица А.1, Приложение А) Плотность воды ρ(H2O) = 1,0 г/мл.

Масса безводной соли BaCl2 m(BaCl2), г. Масса раствора BaCl2 mр, г.