- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
4. Основания.
По Аррениусу основания – это вещества, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы ОН. Например, при диссоциации гидроксидов калия и бария образуются ионы: КОН=К++ОН; Ва(ОН)2=Ва2++2ОН.
Название основания складывается из слова “гидроксид” и названия катиона. Если катионом является ион металла, способный проявлять переменную степень окисления, в конце
названия в скобках римской цифрой указывается значение степени окисления металла.
Пример. Названия оснований.
NaOH – гидроксид натрия;
NH4OH – гидроксид аммония;
Ca(OH)2 – гидроксид кальция;
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II);
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде, в связи с чем они получили название щелочей. Щёлочи – сильные основания, все остальные основания – слабые.
Общим химическим свойством оснований является их способность вступать в реакции с носителями кислотных свойств – с кислотными оксидами и с кислотами.
Пример. Химические свойства оснований.
Са(ОН)2+СО2=СаСО3+Н2О;
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O.
Из вышеприведенных реакций обмена видно, что в них происходит замещение гидроксид-ионов основания тем или иным кислотным остатком. Количество гидроксид-ионов основания, способных обмениваться на анионы кислотных остатков, определяет кислотность основания. Так, КОН –однокислотное основание, Ва(ОН)2 – двухкислотное .
При нагревании основания – гидроксиды металлов – разлагаются, образуя соответствующий оксид и воду. Например, Cu(OH)2=CuO+H2O.
Самым простым методом получения оснований является взаимодействие основных оксидов с водой. Таким способом можно получать щёлочи.
Пример. Получение щелочей. К2О+Н2О=2КОН; ВаО+Н2О=Ва(ОН)2.
Основания – труднорастворимые гидроксиды металлов – получают с помощью реакций обмена между щёлочью и соответствующей солью.
Пример. Получение труднорастворимого основания.
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4.
5. Соли.
Соли – это вещества, при первичной диссоциации9) которых не образуются ни ионы Н+, ни ионы ОН-.
Пример. Первичная диссоциация солей.
NaCl=Na++Cl; Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3; AlOH(NO3)2=AlOH2++2NO3.
Все хорошо растворимые соли (см. таблицу растворимости) диссоциируют
полностью, все труднорастворимые – слабые электролиты.
По химическому составу соли делятся на средние (нормальные), кислые и основные. Средние соли, диссоциирующие на катионы и анионы, не способны к вторичной диссоциации. Например, NaCl=Na++Cl; (NH4)2SO4=2NH4++SO42-. При диссоциации кислых солей образуются водородсодержащие анионы, которые могут подвергаться вторичной диссоциации. Примером кислой соли является уже рассматривавшаяся соль Са(НСО3)2, вторичная диссоциация которой протекает согласно уравнению: НСО3=Н++СО32-.
9) Первичная диссоциация заключается в разложении на ионы нейтрального химического соединения; при вторичной диссоциации происходит дальнейшее разложение сложных частиц, образовавшихся в первичном процессе. Например, AlOH(NO3)2=AlOH2++2NO3 - процесс первичной диссоциации, а AlOH2+=Al3++OH процесс вторичной диссоциации.
Отличительным признаком основных солей является наличие сложных катионов, содержащих гидроксид-ионы, способные отщепляться в процессе вторичной диссоциации. Примером основной соли является уже также рассматривавшаяся соль AlOH(NO3)2.
Получение солей можно осуществить несколькими способами. Типичной реакцией солеобразования является реакция нейтрализации.
Средние соли получаются при полной нейтрализации кислоты основанием (или наоборот).
Пример. Получение средней соли.
3Са(ОН)2+2Н3РО4=Са3(РО4)2+6Н2О.
Кислые соли являются продуктами частичной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.
Пример. Получение кислой соли.
Са(ОН)2+2Н3РО4=Са(Н2РО4)2+6Н2О или в случае также частичной, но более высокой степени нейтрализации кислоты: Са(ОН)2+Н3РО4=СаНРО4+2Н2О.
Кислую соль можно получить также действием кислоты на среднюю соль.
Пример. Получение кислой соли из средней.
CaCO3+H2CO3=Ca(HCO3)2
При нейтрализации незамещённых ионов Н+ кислой соли основанием образуется соответствующая средняя соль.
Пример. Получение средней соли из кислой.
Са(Н2РО4)2+2Са(ОН)2=Са3(РО4)2+2Н2О.
Основные соли – продукты частичной нейтрализации многокислотных оснований кислотами.
Пример. Получение основной соли.
3Са(ОН)2+Н3РО4=(СаОН)3РО4+3Н2О.
Вторым распространённым способом получения основных солей является взаимодействие оснований со средними солями.
Пример. Получение основной соли из средней.
2CuSO4+2NaOH=(CuOH)2SO4+Na2SO4.
Будучи продуктом частичной нейтрализации многокислотного основания, основная соль может быть превращена в среднюю путем нейтрализации её незамещённых гидроксид – ионов кислотой.
Пример. Получение средней соли из основной.
(CaOH)3PO4+H3PO4=Ca3(PO4)2+3H2O.
Номенклатура солей базируется на названиях катионов и анионов, причём в названии соли первым называется анион. Названия анионов включают корни латинских названий кислотообразующих элементов с суффиксами и префиксами, соответствующими суффиксам в названиях кислот, кислотными остатками которых они являются: