- •Н.Ф. Стась введение в химию
- •Томск 2007
- •Л.Д. Свинцова
- •Е.М. Князева
- •Можно ли изменить эту ситуацию? Какими методическими приёмами можно сократить время изучения «начал» химии?
- •2. Этапы развития химии
- •Глава 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
- •1.1. Стехиометрические законы
- •1.2. Химические элементы
- •1.3. Простые вещества и соединения
- •1.4. Валентность
- •1.5. Формулы соединений
- •1.6. Структурные формулы
- •1.7. Атомные и молекулярные массы
- •1.8. Количество и молярная масса вещества
- •1.9. Молярный объем газа
- •1.10. Закон эквивалентов
- •101325 Па соответствует 760 мм рт. Ст.
- •1.11. Химические реакции
- •1.12. Стехиометрические расчеты
- •1.12.1. Расчеты по формулам веществ
- •1.12.2. Расчеты по уравнениям реакций
- •1.12.3. Расчеты по закону эквивалентов
- •1.13. Способы определения атомной массы
- •1.14. Определение молекулярных масс соединений
- •1.15. Установление формул соединений
- •1.16. Тест для самоконтроля
- •1) MnSo4 2) Mn2o7 3) MnO2 4) k2MnO4
- •1.17. Задачи и упражнения для самостоятельного решения
- •Глава 2. Классификация и номенклатура неорганических веществ
- •2.1. Оксиды
- •2.1.1. Классификация оксидов
- •2.1.2. Номенклатура оксидов
- •1.3. Свойства оксидов
- •2.1.4. Получение оксидов
- •2.1.5. Закономерности изменения свойств оксидов
- •2.1.6. Двойные оксиды
- •2.1.7. Пероксиды
- •2.2. Основания
- •2.2.1 Классификация оснований
- •2.2.2. Номенклатура оснований
- •2.2.3. Свойства оснований
- •2.2.4. Получение оснований
- •2.3. Кислоты
- •2.3.1. Классификация кислот
- •2.3.2. Номенклатура кислот
- •2.3.3. Свойства кислот
- •2.3.3.1. Взаимодействие кислот с металлами
- •2.3.4. Получение кислот
- •2.4. Соли
- •2.4.1. Состав и классификация солей
- •2.4.2. Номенклатура солей
- •2.4.3. Свойства солей
- •2.4.4. Получение солей
- •2.5. Взаимосвязь между классами веществ
- •2.6. Современный подход к классификации оснований и кислот
- •2.7. Тривиальные названия неорганических соединений
- •2.9. Тест для самоконтроля
- •2.10. Упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •3.1. Основные формы Периодической системы
- •3.2. Периодические свойства элементов
- •3.2.1. Атомные и ионные радиусы химических элементов
- •3.2.2. Энергия и потенциал ионизации атомов
- •3.2.3. Сродство к электрону
- •3.2.4. Электроотрицательность
- •3.2.5. Валентность
- •3.3. Периодические свойства соединений
- •3.4. Тест для самоконтроля
- •1) Магний 2) марганец 3) молибден 4) менделевий 5) мейтнерий
- •3.5. Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 4. Химические реакции
- •4.1. Степень окисления и валентность
- •4.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •4.3. Окислители и восстановители
- •4.4. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •4.5. Метод электронного баланса
- •4.6. Метод полуреакций
- •4.7. Реакции с участием пероксидов
- •4.8. Эквиваленты окислителей и восстановителей
- •4.9. Тест для самоконтроля
- •1) Восстановителя 2) Окислителя 3) Восстановителя и окислителя 4) Среды
- •4.10. Упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 5. Растворы
- •5.1. Концентрация растворов
- •5.2. Стехиометрические расчёты по уравнениям реакций в растворах
- •5.3. Растворимость веществ
- •5.4. Электролитическая диссоциация
- •5.5. Степень электролитической диссоциации
- •5.6. Ионная теория кислот и оснований
- •5.7. Ионообменные реакции
- •5.8. Гидролиз солей
- •5.9. Тест для самоконтроля
- •5.10. Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Приложения
- •Знания и умения,
- •Модуль I. Состав и строение вещества
- •Тема 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
- •Тема 2. Классификация и номенклатура неорганических соединений
- •Тема 3. Строение атома, периодический закон и Периодическая система д.И. Менделеева
- •Тема 4. Химическая связь и строение вещества
- •Модуль II. Закономерности протекания реакций
- •Тема 5. Основы химической термодинамики
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Тема 7. Основы химической кинетики
- •Модуль III. Растворы и электрохимические процессы
- •Тема 8. Способы выражения концентрации растворов
- •Тема 9. Свойства растворов неэлектролитов и электролитов
- •Тема 10. Реакции в растворах электролитов
- •Тема 11. Окислительно-восстановительные реакции
- •Тема 12. Электрохимические процессы
- •Элементы содержания химии, изучаемые студентами отдельных направлений и специальностей согласно требованиям Государственного образовательного стандарта
- •Глава 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
- •Глава 2. Классификация и номенклатура неорганических соединений
- •Задачи и упражнения для самостоятельного решения
- •Глава 3. Периодическая система химических элементов д.И.Менделеева Тест для самоконтроля
- •Задачи и упражнения для самостоятельного решения
- •Глава 4. Химические реакции
- •Глава 5. Растворы
- •Пример зачётного задания
- •Содержание
- •Введение в химию
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
1. Еион = 96,5×J = 96,5×24,68 = 2381,6 кДж/моль
2. В формулах бинарных соединений на первом месте указывается символ элемента с меньшей, а на втором – с большей электрооотрицательностью. Исходя из этого и учитывая, что валентность элементов четвертой группы равна четырем, записываем формулы соединений: H4C, SiH4, GeH4, SuH4, PbH4. Но для первого соединения в химии сохраняется исторически сложившаяся запись формулы метана – СН4.
3. CaH2, CaO, CaS, CaF2
4. Sb2O5, V2O5, CrO3, Re2O7, H3SbO4, HVO3, H2CrO4, HReO4
5. В соединениях с кислородом химические элементы проявляют, как правило, максимальную валентность, равную номеру группы, следовательно, данный элемент расположен в шестой группе. В четвертом периоде в этой группе находятся сера и хром, но хром соединения с водородом с формулой Н2Э не образует, а сера образует (H2S – сероводород). Следовательно, этот элемент – сера.
Глава 4. Химические реакции
Тест для самоконтроля
-
Задание
1
2
3
4
5
Ответ
2
2
5
22
1
Упражнения для самостоятельного решения
1. 6 2. 19 3. 13 4. 17 5. 6. 7. 8. 9. 10.
Глава 5. Растворы
Тест для самоконтроля
-
Задание
1
2
3
4
5
Ответ
62
104
140
Cr(OH)3, CO2
1123
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
1. 35,0 г/100 г H2O
2. 43 %
3. 3.
4. Неэлектролиты: C2H5OH, C12H22O11; сильные электролиты: HCl, HNO3; слабые электролиты: HF, H2S
5. Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42–
Ca(HSO4)2 = Ca2+ + 2HSO4– (I); HSO4– D H+ + SO42–
Zn(OH)NO3 = ZnOH+ + NO3– (I); ZnOH+ D Zn2+ + OH–
6. 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O; Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O
Cr(OH)3 + 3KOH = K3[Cr(OH)6]; Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–
7. Na2CO3 + NaCl ¹ Na2CO3 + NaOH ¹
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O; CO32– + 2H+ = CO2 + H2O
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3¯ + 2NaCl; Ca2+ + CO32– = CaCO3¯
8. Гидролиз возможен для всех данных солей, кроме K2SO4.
K2SO3 + H2O D KHSO3 + KOH; SO32– + H2O D HSO3– + OH– – среда щелочная
(NH4)2SO4 + 2H2O D 2NH4OH + H2SO4; NH4+ + H2O D NH4OH + H+ – среда кислая
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2S – среда нейтральная
9. Основные соли образуются при гидролизе ZnCl2, CuSO4 и FeCl3
ZnCl2 + H2O D ZnOHCl + HCl; Zn2+ + H2O D ZnOH+ + H+ – среда кислая
CuSO4 + H2O D (CuOH)2SO4 + H2SO4; Cu2+ + H2O D CuOH+ + H+ – среда кислая
FeCl3 + H2O D FeOHCl2 + HCl; Fe3+ + H2O D FeOH2+ + H+ – среда кислая
10. Кислые соли образуются при гидролизе K3PO4 и K2SiO3
K3PO4+ H2O D K2HPO4 + KOH; PO43– + H2O D HPO42– + OH– – среда щелочная
K2SiO3 + H2O D KHSiO3 + KOH; SiO32– + H2O D HSiO3– + OH– – среда щелочная
ПРИЛОЖЕНИЕ 3