Методичк Рязановой
.pdf23. Какие соединения VIII группы являются микроэлементами? Составьте уравнения реакций превращений:
Fe → Fe2О3 → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe
24.Почему фосфориты следует применять на кислых почвах?
25.Изменится ли кислотность почвы при систематическом применении сульфата аммония?
26.Охарактеризуйте строение атома и свойства важнейшего микроэлемента III группы. Напишите формулы его соединений, применяющихся в сельском хозяйстве.
27.Охарактеризуйте свойства р-элемента, являющегося элементом, питательным для растений. Опишите свойства его важнейших соединений.
28.Приведите примеры реакций, соответствующих проявлению противоречивых, двойственных свойств химического вещества.
29.Приведите пример возможности управления каким-либо химическим про-
цессом.
30.Приведите пример влияния на одно химическое явление нескольких факторов.
31.Приведите примеры проявления общего и особенного в свойствах двух химических веществ.
32.С помощью уравнений химических процессов объясните возможность выпадения кислотных дождей.
33.Приведите примеры химических реакций, которые влияют на изменение состава атмосферы. Какое значение они имеют?
34.Приведите примеры нескольких химических реакций. Обоснуйте их возмож-
ность.
35.Приведите примеры веществ, которые не могут реагировать. Ответ мотиви-
руйте.
36.Покажите на примере двух элементов, как различие в их свойствах влияет на различие в свойствах их соединений.
37.Приведите пример практического значения окислительно-восстановительной
реакции.
38.Приведите примеры зависимости течения реакции от внешних условий.
39.Приведите примеры химических реакций различных типов.
40.Приведите пример практического значения процесса гидролиза солей.
41.Сравните свойства угольной и серной кислот.
42.Почему железо при обычных условиях не растворяется в концентрированной серной кислоте?
43.Присутствие какой соли в почве повысит кислотность почвы? Ответ мотиви-
руйте.
44.Составьте уравнения реакций получения нескольких удобрений. Рассчитайте массы веществ, необходимых для получения 1 т одного из них.
45.В какой кислоте можно растворить медь? Составьте уравнение реакции.
46.Одним из методов связывания сернистого газа, образующегося при работе тепловых электростанций, является улавливание его раствором сероводорода. Продуктом реакции является сера. Составьте уравнение происходящего при этом окислительновосстановительного процесса.
47.Какое значение для растений и животных имеют комплексные соединения железа и магния? Закончите уравнение реакции:
K3[Fe(CN)6] + FeSO4 →
48. Сравните свойства гидроксида натрия, гидроксида меди и гидроксида цинка.
39
49.Изменится ли рН почвы, если в нее на фоне KNO3 внести микроэлементы в составе MnSO4 и ZnSO4?
50.Может ли в природе осуществляться реакция:
N2 + O2 
2NO – 180 КДж?
Определите оптимальные условия ее протекания. Составьте уравнения реакций возможного продолжения этого процесса. Какое значение для растений могут иметь эти превращения?
51.Составьте уравнения двух реакций, в одной из которых сера играет роль восстановителя, в другой – окислителя. Дайте объяснения с помощью электронных уравнений.
52.Какие химические вещества могут содержаться в почве? Какие явления могут
сними происходить? Составьте уравнения реакций, характеризующие химические свойства одного из этих веществ.
53.Каковы уникальные особенности углерода, обеспечивающие ему исключительно важное значение для живых организмов?
54.Почему трудно растворимый в воде хлорид серебра легко растворяется в ам-
миаке?
55.Сравните свойства натрия и меди, свойства соединений натрия и меди, способы промышленного получения натрия и меди.
56.На основании какого закона выводится константа диссоциации вещества, константа гидролиза соли, константа нестойкости комплексного соединения? Приведите примеры.
57.Приведите уравнения реакций получения какого-либо амфотерного гидроксида и проявления его свойств (в расплаве и в растворе).
58.Сколько карбоната натрия, карбоната кальция и оксида кремния необходимо взять для получения 10 кг стекла, составу которого соответствует формула
Na2O·CaO·6SiO2?
59.Что общего и что различного в реакциях взаимодействия хлора с водой, гидроксидом натрия и гидроксидом кальция? Где применяются эти реакции?
60.С помощью уравнений химических реакций объясните, зачем хлорируют воду.
Аналитическая химия
61.Какая реакция называется аналитической? Приведите примеры.
62.Сущность и методы титриметрического (объемного) анализа. Способы выражения концентрации растворов (молярная концентрация эквивалента, титр). Вычисление молярной концентрации эквивалента и титра в объемном анализе.
63.Метод кислотно-основного титрования (метод нейтрализации). Определение содержания кислоты в растворе.
64.Сущность комплексонометрического титрования. Определение кальция и магния в водной вытяжке почвы.
65.Сущность и значение окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия. Определение железа (II) методом перманганатометрии.
66.Сущность и значение дихроматометрического титрования. Определение железа (II) методом дихроматометрии.
67.Сущность и значение колориметрического анализа. Фотоколориметрические методы. Определение меди с помощью фотоэлектрического колориметра.
68.Сущность и значение потенциометрического анализа. Потенциометрическое определение концентрации водородных ионов.
40
69.Сущность и значение хроматографического анализа. Определение содержания нитрата в растворе ионообменным методом.
70.Вычислите молярную концентрацию эквивалента и титр исследуемого раствора (1), взятого в объеме 10 см3, если известны объем и молярная концентрация эквивалента рабочего раствора (2), пошедшего на титрование первого раствора.
Ваше задание:
№ |
Формула |
|
Рабочий раствор |
|
|
|
|
|
объем раствора (2), |
||
исследуемого |
|
молярная концентра- |
|
||
задания |
вещества (1) |
формула |
|
пошедшего на |
|
|
|
|
ция эквивалента |
|
титрование, см3 |
70.1 |
HCl |
NaOH |
0,09 |
|
8,0 |
70.2 |
NaOH |
HCl |
0,10 |
|
7,5 |
70.3 |
Ca(HCO3)2 |
HCl |
0,10 |
|
3,0 |
70.4 |
NaOH |
H2C2O4 |
0,10 |
|
9,5 |
70.5 |
FeSO4 (H2SO4) |
KМnO4 |
0,05 |
|
7,2 |
70.6 |
FeSO4 (H2SO4) |
K2Cr2O7 |
0,10 |
|
8,2 |
70.7 |
K2Cr2O7 (H2SO4) |
FeSO4 |
0,20 |
|
6,5 |
70.8 |
H2SO4 |
NaOH |
0,09 |
|
9,2 |
70.9 |
HCl |
NaOH |
0,08 |
|
6,3 |
70.10 |
HCl |
NaOH |
0,09 |
|
8,3 |
41
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЕ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ И АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Раздел 1. Основные понятия и основные законы химии
Нужно знать: формулировки основных законов химии: закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон кратных отношений; закон Авогадро и следствия из него; закон эквивалентов; основные понятия химии (атом, молекула, моль, молярная масса, эквивалент).
Нужно уметь: решать задачи, основанные на основных законах химии, с применением расчетов по уравнениям реакций; находить формулы соединений по процентному содержанию элементов; определять содержание питательных элементов в удобрениях.
Основу химии составляют атомно-молекулярная теория, закон сохранения массы и энергии, периодический закон, теория строения атомов и молекул, теория химической связи, теория растворов, теория окислительно-восстановительных реакций, теория комплексных соединений.
Атомно-молекулярное учение является интернациональным. В его создании принимали участие ученые разных стран: Ломоносов (Россия), Лавуазье (Франция), Дальтон (Англия), Авогадро (Италия), Пруст (Франция), Канницаро (Италия) и другие.
По атомно-молекулярной теории, вещества состоят из молекул, молекулы состоят из атомов. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении.
С современной точки зрения, структура веществ может быть различной: молекулярной (метан СН4; аммиак NH3); ионной (соли), радикальной (Сl·; Н·), атомной (алмаз). Вещество может состоять из макромолекул или представлять собой сложную комбинацию различных частиц.
Вещества с различной структурой подчиняются различным закономерностям. Таким образом, современная химия исходит из тезиса о бесконечном качествен-
ном разнообразии дискретных форм материи (атомы, молекулы, ионы, радикалы, макромолекулы, коллоидные частицы), из принципа неисчерпаемости материального мира.
Атомно-молекулярное учение базируется на законах стехиометрии (термин ввел Рихтер, от греческого «начало», «элемент»).
Стехиометрия – это раздел химии, в котором изучаются соотношения между количеством реагентов, вступающих в реакцию, и количеством реагентов, образующихся в результате реакции.
Основные стехиометрические законы, открытые в XVIII−XIX веках, являются фундаментом теории химии. Но эти законы были сформулированы применительно к молекулам, поэтому они справедливы только для молекулярной формы существования вещества. Следует понимать относительный характер проявления основных законов химии, которые имеют определенную и ограниченную область действия.
Типовые задачи
Расчеты по формулам химического вещества
З а д а ч а. Найдите массовую долю азота в сульфате аммония.
Р е ш е н и е. Массовая доля элемента в соединении – это процентное содержание элемента в молярной массе соединения.
42
1. Находим молярную массу сульфата аммония:
М(NH4)2SO4 = 14·2 + 1·8 + 32 + 16·4 = 132
2. Рассчитаем процентное содержание азота, учитывая, что в составе молекулы (NH4)2SO4 находятся два атома азота:
132 г (NH4 )2 SO4 |
− 100 % |
28 г N |
− х |
х= 28232100 = 21,2 %
От в е т: Массовая доля азота в сульфате аммония составляет 21,2 %.
Таблица 1
Закон сохранения массы:
Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции
М.В. Ломоносов (XVIII в.) А. Лавуазье
ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ |
|
|
||
|
Закон сохранения |
Частный случай: |
||
|
энергии: |
|||
|
|
|
||
|
|
|
Количество тепла, вы- |
|
|
Энергия не возникает из |
|
||
|
ничего и не исчезает бес- |
|
деляющееся при |
обра- |
|
следно, а только перехо- |
|
зовании вещества, рав- |
|
|
дит из одной формы в |
|
но количеству |
тепла, |
|
другую в строго опреде- |
|
необходимому для его |
|
|
ленном количестве |
|
разложения |
|
|
|
|
|
|
Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением А. Эйнштейна (начало ХХ в.):
Е = mc2, где Е – энергия тела (частицы); m – масса; с – скорость света
Закон сохранения массы (конец ХХ в.)
Для экзотермических реакций масса веществ, вступивших в реакцию, равна сумме массы продуктов реакции и массы, эквивалентной выделившейся энергии
Для эндотермических реакций масса веществ, вступивших в реакцию, равна разности массы продуктов реакции и массы, эквивалентной поглощенной энергии
43
Таблица 2
ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА
Каждое химическое соединение независимо от способа его получения имеет постоянный элементный состав
Ж. Пруст, 1801 г.
Современные представления (конец ХХ в.)
Состав молекулярного соединения остается постоянным независимо от способа получения
Дальтониды – вещества постоянного состава (НСl, CH4, C6H6)
Состав соединения в отсутствие молекуляр-
ной структуры зависит от способа получения и предыдущей обработки
Бертоллиды – вещества переменного состава (оксиды, сульфиды, нитриды, салициды, многие природные соединения)
Таблица 3
ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ
Химию можно назвать наукой о качественных изменениях тел, происходящих под влиянием изменения количественного состава
Ф. Энгельс
Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа
Дальтон, 1803 г.
Области проявления закона:
Оксиды |
СО |
СО2 |
|
|
|
Масса кислорода в оксиде |
16 |
32 |
|
|
|
Соотношение между мас- |
|
|
сами кислорода в оксидах |
1 |
2 |
|
|
|
1. Вещества с молекулярной структурой
2. Постоянный изотопный состав
44
Таблица 4
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам
|
|
m A |
= |
M эквА |
|
|
|
|
m B |
М эквВ |
|||
|
|
|
|
|||
m – масса; экв – эквивалент |
|
|
|
|
||
|
|
|
||||
Эквивалент – это реальная или услов- |
|
|
Фактор эквивалентности ƒэкв – это число, обо- |
|||
ная частица вещества, которая в ки- |
|
|
значающее, какая доля реальной частицы веще- |
|||
слотно-основной реакции эквивалент- |
|
|
ства эквивалентна одному катиону водорода в |
|||
на одному катиону водорода, а в окис- |
|
|
кислотно-основной реакции или одному электро- |
|||
лительно-восстановительной реакции |
|
|
ну в окислительно-восстановительной реакции: |
|||
эквивалентна одному электрону |
|
|
|
|
ƒэкв ≤ 1 |
|
Количество эквивалента измеряется в моль
Молярная масса эквивалента Мэкв равна произведению фактора эквивалентности ƒэкв на молярную массу вещества Мв:
Мэкв = ƒэкв Мв
Таблица 5
ВЫЧИСЛЕНИЕ МОЛЯРНЫХ МАСС ЭКВИВАЛЕНТОВ ХИМИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Вычисление молярной массы эквивалента элемента
Молярная масса эквивалента элемента Мэкв. элемента равна молярной массе атомов МА, деленной на валентность элемента В в данном соединении
|
|
Мэкв. элемента = |
МА |
|
|
|
|
Отсюда |
|
|
|
Вэлемента = |
|
|
МА |
|
|
|
|
|
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Мэкв. элемента |
|
|
|
||||||||||||||||||
|
В |
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
Вычисление молярной массы эквивалента химического соединения |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
Мэкв. кислоты = |
Мкислоты |
|
|
Мэкв. основания |
= |
|
Моснования |
|
|
|
Мэкв. соли = |
Мсоли |
|
|
|
|
Мэкв. оксида = |
Моксида |
|
||||||||||||||
|
NОH− |
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||
|
N H |
|
ВМе NМе |
|
|||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
ВМе N Ме |
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
Мэкв. восстановителя = |
|
|
М |
|
|
|
Мэкв. окислителя = |
М |
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
Ne− |
|
|
|
|
Ne− |
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
где М – молярная масса; N – количество атомов, групп атомов; электронов, отданных восстановителем, принятых окислителем; Ме – металл; Н – водород; ОН– – гидроксильная группа.
45
46
Таблица 6
ЗАКОН АВОГАДРО
1811 г. – открытие закона; 1860 г. – признание закона
Число Авогадро NA – это число молекул |
|
В РАВНЫХ ОБЪЕМАХ РАЗЛИЧНЫХ ГАЗОВ |
в 1 моль вещества |
|
ПРИ ОДИНАКОВЫХ УСЛОВИЯХ СОДЕРЖИТСЯ |
NA = 6,023·1023 |
|
ОДИНАКОВОЕ КОЛИЧЕСТВО МОЛЕКУЛ |
|
|
|
|
С л е д с т в и я: |
|
1.Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л
2.Молярная масса газа равна произведению относительной плотности одного газа по другому (D) на молярную массу другого газа
Уравнение Менделеева − Клапейрона объединяет законы Авогадро, Бойля − Мариотта, Гей-Люссака и Шарля
Соотношение между единицами различных систем:
1 Па = 7,5·10−3 мм рт. ст. = 9,87 атм 1 атм = 760 мм рт. ст. = 101325 Па = 101,325 кПа
1 мм рт. ст. = 1,31·10−3 атм = 133 Па = 0,133 кПа
mгаза – Vгаза |
|
|
Мгаза = |
mгаза 22,4 |
||
Мгаза – 22,4 л |
|
|
|
|||
|
|
Vгаза |
||||
|
|
|
|
|
|
|
Мгаза = 2DН2 |
|
|
|
|
|
|
Мгаза = 29Dвозд |
|
|
|
|
|
|
pV = |
m |
RT ; |
M = |
mRT |
|
|
M |
рV |
|
||||
|
|
|
|
|||
R= 8,13 Дж/(К·моль)
р= 101325 Па = 101,325 кПа = 1 атм = 760 мм рт. ст.
46
47
Таблица 7
КАТЕГОРИИ ХИМИИ
Химический элемент – это вид атомов с определенным зарядом ядра и совокупностью свойств
Атом – это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, состоящая из ядра, образованного протонами (р+ ) и нейтронами (n0 ), и электронов (е− )
Атомная частица – это система (электронейтральная или заряженная), состоящая из ядра и электронов
Молекула – это наименьшая электронейтральная частица химического вещества, состоящая из атомов и имеющая определенную структуру
Молекулярная частица – это система (электронейтральная или заряженная), состоящая из атомов и имеющая определенную структуру
Атом – |
|
Атомный |
|
Атомный |
|
Атомный |
|
Молекула – |
|
Молекуляр- |
|
Молеку- |
|
Молекулярный |
электро- |
|
радикал |
|
ион (име- |
|
ион-радикал |
|
электро- |
|
ный радикал |
|
лярный |
|
ион-радикал |
нейтраль- |
|
(имеет не- |
|
ет заряд) |
|
(имеет заряд |
|
нейтраль- |
|
(имеет не- |
|
ион (име- |
|
(имеет заряд и |
ная |
|
спаренный |
|
Na+, S2− |
|
и неспарен- |
|
ная |
|
спаренный |
|
ет заряд) |
|
неспаренный |
частица |
|
электрон) |
|
|
|
ный элек- |
|
частица |
|
электрон) |
|
NO3−; |
|
электрон) |
Не0; Са0 |
|
Н·; Сl· |
|
|
|
трон) Сu2+ |
|
Br20, N2О |
|
ОН· |
|
SO42− |
|
CuCl3· |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
47
Единицей количества вещества является МОЛЬ
Структурная
единица
Единица
количества
вещества
Таблица 8
ЕДИНИЦА КОЛИЧЕСТВА ВЕЩЕСТВА
Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов или ионов), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С
Атом |
|
Молекула |
|
Ион |
|
|
|
|
|
МОЛЬ |
|
МОЛЬ |
|
МОЛЬ |
АТОМОВ |
|
МОЛЕКУЛ |
|
ИОНОВ |
|
|
|
|
|
Молярная масса вещества М равна количеству граммов вещества, численно равному его молекулярной массе. Молярная масса выражается в г/моль.
Чтобы найти число моль в данной массе вещества ν, нужно массу вещества m разделить на массу одного моль вещества М, г/моль:
ν = Mm
Расчеты по уравнениям реакций
Для решения задачи, основанной на химическом процессе, следует:
1)составить уравнение реакции;
2)найти молярную массу вещества, масса которого дана в условии задачи, и вещества, массу которого нужно определить;
3)рассчитать неизвестную массу вещества на основе пропорциональности масс взаимодействующих и образующихся веществ, учитывая коэффициенты в уравнении реакции.
З а д а ч а 1. Сколько гидроксида кальция (гашеной извести) можно получить из 10 г оксида кальция (негашеной извести), содержащей 5 % примесей?
Первый способ решения (через массу вещества)
1.Составим уравнение реакции:
СаО + Н2О = Са(ОН)2 2. Найдем молярные массы СаО и Са(ОН)2:
МСаО = 40 + 16 = 56 г;
МСа(ОН)2 = 40 + 16·2 + 1·2 = 74 г.
3.Найдем массу чистого оксида кальция, исключив долю примесей:
10 г оксида кальция с примесями |
– 100 % |
х = |
10 95 |
= 9,5 |
г СаО |
|
x г СаО |
− 95 % |
100 |
||||
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
48