ЕН.Ф.8 Химия

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«Мурманский государственный гуманитарный университет»
(ГОУВПО МГГУ)
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
ЕН.Ф.07, ЕН.Ф.8, ЕН.Ф.7, ЕН.Ф.3
ХИМИЯ
Основная образовательная программа подготовки специалиста по
специальности (специальностям)
050201.65 «Математика-физика», 050201.65 «Математика-информатика»,
050202.65 «Информатика», 050202.65 «Информатика-физика»,
050202.65 «Информатика-математика», 050203.65 «Физика- информатика»
Утверждено на заседании кафедры
биологии и химии
факультета ЕФКиБЖД
(протокол № 5 от 01 февраля 2011 г.)
Зав. кафедрой
______________________М.Н. Харламова
РАЗДЕЛ 1. Программа учебной дисциплины.
1.1 Автор программы: Сагайдачная В.В., кандидат пед. наук, доцент
кафедры биологии и химии ЕГФ МГПУ.
1.2 Рецензенты:
Луппова Е.Н., кандидат биол. наук, доцент кафедры биологии и химии ЕГФ
МГПУ.
Овчинникова С.И., зав. кафедрой биохимии МГТУ, профессор, кандидат хим.
наук, заслуженный работник высшей школы РФ.
1.3 Пояснительная записка
Курс химии - один из ведущих в естественнонаучном образовании
специалистов.
Химия — это одна из естественных наук, которая изучает состав,
строение и свойства веществ, а также превращения веществ и явления, которые
сопровождают эти превращения. Система современной химической науки
представляет комплекс взаимосвязанных учений: о направлении химических
процессов (химическая термодинамика); скорости химических реакций
(химическая кинетика); строении вещества; периодичности свойств элементов
(химия элементов и их соединений).
Программа курса химии ставит своей целью раскрытие сущности
основных химических фактов, законов и теорий, химических процессов и
явлений; развитие активного химического мышления на основе системного
подхода и современных достижений теоретической и экспериментальной
химии.
Общеобразовательная задача курса состоит в том, чтобы на основе
современных достижений науки систематизировать и углубить знания
важнейших теоретических обобщений общей, неорганической, аналитической
и органической химии; выработать понимание сущности химических процессов
в живой и неживой природе, техногенных системах. В том числе:
 сформировать у студентов современные представления о строении и
свойствах химических веществ, закономерностях протекания химических
процессов;
 сформировать современные представления о химической термодинамике
и кинетике химических реакций, что позволит будущему специалисту
получить представление об энергетическом балансе, установить
специфические особенности преобразования одних видов энергии в
другие, получить объективные критерии осуществимости химических
реакций;
 ознакомить с основами современного учения о растворах, являющегося
научной базой для изучения электролитного баланса, кислотно2
щелочного равновесия, диффузионных явлений, химии гомо- и
гетерогенных систем;
 ознакомить с основами физической химии поверхностных явлений,
дисперсных систем, дающих ключ к пониманию процессов
происходящих в окружающей среде (водной и воздушной), техногенных
системах;
 сформировать современные представления о свойствах химических
соединений, их действии на организм человека и природные экосистемы;
 ознакомить с химическими
и физико-химическими методами
аналитической химии (качественный и количественный анализ).
Настоящая программа составлена в соответствии с требованиями к
минимуму содержания и уровню подготовки выпускника по специальности,
определяемыми Государственным стандартом высшего профессионального
образования.
Программа имеет модульное построение и состоит из блоков-модулей:
«Общая химия», «Неорганическая химия», «Аналитическая химия» и
«Органическая химия». Эти блоки тесно связаны между собой
внутрипредметными связями. Такое построение курса химии позволяет
изучать содержание курса с привлечением теоретических основ каждого блока.
Химия – наука практическая, поэтому программой предусмотрены
практические и лабораторные занятия.
На практикумах значительное место отводится решению расчетных задач,
упражнениям по применению знаний.
Цель
лабораторных
занятий
привить
студентам
навыки
экспериментальной работы, показать методы и средства химического
исследования и дать возможность конкретно познакомиться с веществами и их
превращениями, развить навыки решения конкретных практических задач,
навыки исследовательской работы, а также закрепить теоретическое
содержание курса.
Цель самостоятельная работа студентов - освоение теоретического
материала, формирование практических умений, в том числе по проведению
химических расчетов, подготовка к лабораторным и практическим занятиям.
Виды контроля: контрольные работы, тесты, защита лабораторных работ;
итоговый контроль-экзамен.
В подготовке данной программы были использованы методические
разработки Е.С. Меня, А.А. Лештаева.
Модуль 1 «Общая химия»
Изучение раздела «Общая химия» позволяет
дать
студентам
современное научное представление о веществе как одном из видов
движущейся материи, закономерностях и путях, механизмах и способах
3
превращения химических веществ; научить проводить химические расчёты,
познакомить с методикой и техникой
проведения лабораторного
эксперимента, научного поиска.
Большое внимание в содержании данного раздела
уделяется
наиболее общим химическим теориям, законам и закономерностям, вопросам
строения и химической связи веществ, играющих определяющую роль в
биогеохимических круговоротах; а также энергетике и кинетике
протекания химических реакций. Поскольку большинство химических реакций
протекает в растворах, термодинамика процессов растворения, свойства
растворов и пути применения этих свойств также включены в раздел общей
химии наряду с окислительно-восстановительными процессами. Общая химия
закладывает теоретические основы для понимания многообразной и
сложной
картины
химических
явлений, подготавливает студентов к
системному изучению свойств веществ в курсе неорганической химии,
позволяет формировать научные основы изучения аналитической химии.
Модуль 2 «Неорганическая химия »
При изучении раздела «Неорганическая химия» студенты получают
современное
научное
представление строении, свойствах, получении
металлических и неметаллических элементов и их соединений. В данном
модуле рассматриваются современные представления о действии химических
соединений на организм человека и природные экосистемы, о
биогеохимических
циклах
важнейших
химических
элементов;
рассматриваются основные характеристики некоторых наиболее важных
технологических процессов и основные области применения химических
соединений в промышленности, в медицине, в быту. Изучаются токсические
свойства веществ, приёмы безопасной работы с ними, основные экологические
проблемы, связанные с химическим загрязнением ими окружающей среды.
Изучение металлических и неметаллических элементов и их соединений
начинается с общей характеристики на основе положения в Периодической
системе Д.И.Менделеева и строении атома, что, с одной стороны, способствует
развитию у студентов химического мышления, а не простому механическому
запоминанию многочисленных свойств веществ без связи и системности, а с
другой стороны, позволяет взглянуть на изучаемые явления более широко,
дать им более строгое научное обоснование. Большое место при изучении
свойств веществ уделяется зависимости кислотно-основных и окислительновосстановительных свойств элементов от их степени окисления в конкретных
соединениях, что возможность использовать наиболее общие закономерности в
прогнозировании свойств элементов и их соединений.
На развитие исследовательских навыков, химического мышления,
направлены практические и лабораторные занятия.
По завершению изучения разделов общей и неорганической химии
студенты должны знать:
4
 атомно-молекулярное учение, в свете которого применять понятия: атом,
молекула, вещество;
 стехиометрические законы; применять их при проведении расчетов;
 современную формулировку периодического закона Д.И.Менделеева,
основные закономерности периодической системы химических
элементов, распределение электронов в атомах;
 современную теорию химических связей, строения вещества;
 основы химической кинетики и термодинамики;
 теорию растворов и растворения;
 теорию электролитической диссоциации и процессов, происходящих при
растворении и в растворах;
 теорию окислительно-восстановительных процессов;
 основные классы неорганических соединений, их номенклатуру,
физические и химические свойства, получение и применение;
 взаимосвязь состава, строения и свойств веществ,
генетическую
взаимосвязь классов неорганических соединений, закономерностей и
особенностей протекания окислительно-восстановительных процессов, а
также реакций, происходящих в растворах;
должны уметь:
 составлять химические формулы и уравнения, с использованием степени
окисления и валентности;
 делать расчеты с применением понятий: относительная атомная и
молекулярная масса, количество вещества, молярная масса и объем,
плотность газов;
 давать общую характеристику химических элементов по положению в
периодической системе и строению атомов, а так же характеристику
строения и свойств основных соединений химических элементов,
иллюстрируя их составлением химических формул и уравнений
химических реакций, на основе учения о строении вещества, теории
электролитической
диссоциации,
окислительно-восстановительных
процессов;
 характеризовать химические реакции с точки зрения химической
кинетики и термодинамики.
 проводить химические реакции с участием неорганических веществ
в лабораторных условиях.
Модуль 2 «Аналитическая химия»
В разделе аналитической химии студенты учатся проводить анализ
веществ, выбирать наиболее целесообразное направление анализа в
соответствии с поставленной задачей, творчески осмысливать получаемые
результаты.
Химический
анализ
является
прекрасным
наглядным
инструментом при изучении гомогенного и гетерогенного равновесия,
гидролиза, амфотерности, окислительно-восстановительных процессов в
5
водных растворах при различных средах и явлений комплексообразования,
явлений которые протекают в окружающей среде, организме, технологических
процессах.
В соответствии с задачами аналитической химии раздел включает
качественный и количественный анализ.
Теоретический курс качественного анализа основан на теоретических
законах общей химии и знании химии элементов. Курс лекций включает в себя
теорию растворов электролитов с основными понятиями теории сильных
электролитов и активности, теорию кислот и оснований Лоури-Бренстеда,
расчёты рН в различных равновесных системах в водных раст-ворах,
растворимости и произведений растворимости (активности), а также основные
правила и приёмы кислотно-щелочного метода анализа катионов. Анализ
анионов даётся по дробному методу без деления на группы.
Теоретический курс количественного анализа включает гравиметрию,
теорию и практику объёмных методов анализа с использованием химических
методов анализа титрования: кислотно-щелочного, окислительно-восстановительного, осадительного, комплексометрического. Кратко рассматривается теория индикаторов и методы физико-химического анализа.
По завершению изучения раздела аналитическая химия студенты
должны знать:
 теоретические основы качественного анализа;
 теоретические основы количественного анализа;
должны уметь:
 осуществлять необходимые аналитические расчеты, в том числе расчеты
рН в различных равновесных системах, в водных растворах,
растворимости и произведения растворимости;
 планировать и проводить качественный анализ катионов и анионов
кислотно-основным методом.
Модуль 3 «Органическая химия»
Целью изучения раздела органической химии является сформирование у
студентов представления о предмете и задачах органической химии, её месте
среди других наук, в том числе экологических. Задачами
является
формирование знаний об основных классах органических соединений, их
физических и химических свойствах и механизмах протекания химических
реакций с их участием, их роли в биологических процессах и процессах
протекающих в окружающей среде, в техногенных системах. По завершению
изучения раздела «Органическая химия» студенты должны знать:
 основные классы органических соединений, их номенклатуру,
физические и химические свойства;
 особенности строения и свойств высокомолекулярных соединений;
 основные представления об организации химической связи в
органических соединениях;
6
 механизмы протекания химических реакций с участием органических
соединений,
их роли в биологических процессах и процессах
протекающих в окружающей среде;
должны уметь:
 составлять
уравнения
химических
превращений
органических
соединений;
 осуществлять расчёты количества органических веществ по уравнениям
химических реакций;
 проводить химические реакции с участием органических веществ в
лабораторных условиях.
1.4 Извлечение из ГОС ВПО:
Требования ГОС к обязательному минимуму
содержания основной образовательной программы
050201.00 «Математика-физика», 050201 «Математика-информатика»,
Индекс
Дисциплина и ее основные разделы
Всего часов
ЕН.Ф.07 Химия:
72
Химические
системы:
растворы,
дисперсные
системы, электрохимические системы, катализаторы
и каталитические системы, полимеры и олигомеры;
химическая термодинамика и кинетика: энергетика
химических процессов, химическое и фазовое
равновесие, скорость реакции и методы ее
регулирования, колебательные реакции; реакционная
способность веществ: химия и периодическая
система
элементов,
кислотно-основные
и
окислительно-восстановительные свойства веществ,
химическая связь, комплементарность; химическая
идентификация: качественный и количественный
анализ, аналитический сигнал, химический, физикохимический и физический анализ; химический
практикум.
Требования ГОС к обязательному минимуму
содержания основной образовательной программы
050203.00 «Физика- информатика», 050202 «Информатика»,
050202.00 «Информатика-физика»,
Индекс
Дисциплина и ее основные разделы
Всего часов
7
ЕН.Ф.07 Химия:
Основные представления об электронном строении
атомов
и
квантовых
числах
электрона.
Классификация
элементов
по
электронному
строению и периодической системе, геометрические
и энергетические характеристики атомов и их
периодичность. Химические связи в двух- и
многоатомных
молекулах,
координационные
соединения.
Основы
термохимии,
причины
протекания
химических
реакций,
скорость
протекания химических реакций и факторы ее
определяющие.
Особенности
протекания
окислительно-восстановительных
реакций.
Использование их в качестве химических источников
тока. Основные свойства растворов и кислотноосновного равновесия, включая буферные системы.
Процессы
комплексообразования.
Тенденции
изменения свойств химических элементов и их
важнейших соединений. Теоретические основы
строения органических соединений, номенклатуры
важнейших классов органических и природных
соединений, их характерные свойства.
72
1.5 Объем дисциплины и виды учебной работы:
№
п/п
Шифр и
Кур
наименование с
р
1
2
3
4
5
Всего
ауд.
ЛК
ПР/
СМ
ЛБ
Сам.
раб.
Виды учебной работы в часах
Трудо-
специальности
050201.65
«Математикафизика»
050201.65
«Математикаинформатика»
050203.65
«Физикаинформатика»
050202.65
«Информатика»
050202.65
«Информатика-физика»
ёмкость
Вид итогового
контроля
(форма
отчетности)
Семест
2
3
72
36
20
-
16
36
зачет
2
3
72
36
20
-
16
36
зачет
2
3
72
36
20
16
-
36
зачет
2
3
72
36
20
16
-
36
зачет
2
3
72
36
16
20
36
зачет
8
050202.65
«Информатикаматематика»
6
2
3
72
36
16
20
-
зачет
36
1.6 Содержание дисциплины.
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное распределение
учебного времени:
№
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
Наименование
раздела, тема
Основные
химические
понятия
и
законы.
Классификация
неорганических
соединений.
Строение атома.
Химическая
связь.
Химическая
термодинамика.
Химическая
кинетика.
Истинные
растворы,
растворы
электролитов.
Дисперсные
системы.
Окислительновосстановительн
ые свойства
веществ.
Комплексные
соединения.
Водород.
Кислород.
Оксиды и
гидриды.Галогены, их
соединения,
состав,
свойства.
Сера и ее
соединения.
050201.00 «Математикафизика»
Всего
ЛК ЛБ
Сам.
аудит.
Раб.
часов
Количество часов
050203.00 «Физикаинформатика»
Всего ЛК ПР
Сам.
аудит.
Раб.
часов
Модуль 1. Общая химия.
1
2
1
1
1
-
2
-
2
1
1
0,5
0,5
0,5
0,5
-
1
1
3
1
2
3
1
6
050202 «Информатика»
Всего
аудит
.
часов
ЛК
ПР
Сам.
раб.
1
1
2
1
1
1
-
1
1
1
-
1
1
1,5
1,5
1
1
0,5
0,5
1
1
1,5
1,5
1
1
0,5
0,5
1
1
1
2
1
1
1
2
1
1
1
2
1
2
1
1
1
2
1
1
1
2
4
2
4
2
2
2
4
2
2
2
1
1
-
1
1
1
-
1
1
1
-
1
3
1
2
2
3
1
2
2
3
1
2
2
-
-
-
1
1
1
-
1
1
1
-
1
0,5
0,5
2
1
-
1
2
0,5
0,5
-
2
1
-
1
2
1
-
1
2
0,5
0,5
-
2
1
-
1
2
1
-
1
2
Модуль 2. Неорганическая химия.
2
1
1
9
Азот в природе
и
промышленност
и.
Фосфор и его
соединения.
Общая
характеристика
элементов
главной
подгруппы IV
группы.
Общая
характеристика
металлов.
0,5
0,5
-
2
1
-
1
2
1
-
1
2
0,5
0,5
-
1
-
-
-
1
1
-
-
1
0,5
0,5
-
1
-
-
-
1
-
-
-
1
1
1
-
2
1
-
1
2
1
-
1
2
Теоретические
основы
аналитической
химии
Качественный
анализ.
Количественны
й анализ.
2
2
Модуль 3. Аналитическая химия.
2
1
1
-
2
1
1
-
2
3
1
2
2
1
1
-
2
1
1
-
2
2
2
-
2
2
2
-
2
2
2
-
2
21.
Основные
понятия
органической
химии. Теория
строения
органических
соединений.
1
1
2
2
2
-
2
22.
Основные
классы
органических
соединений.
3
1
2
2
4
2
2
2
4
2
2
2
23.
Высокомолекул
ярные
органические
соединения.
1
1
-
2
2
2
-
2
2
2
-
2
ВСЕГО
36
20
16
36
36
20
16
36
20
16
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
Модуль 4. Органическая химия.
2
2
2
-
36
36
10
050202.00 «Информатика-физика»
№ п/п
Наименование раздела, темы
Количество часов
Всег
о
ауд.
ЛК
ПР/
СМ
ЛБ
Сам.
раб.
1
0,5
0,5
1
1
1
1
1
-
2
2
4
2
1
1
1
1
1
1
2
1
2
0,5
-
-
2
10.
Модуль 1. Общая химия.
Основные химические понятия и законы.
1
Классификация неорганических соединений.
2
Строение атома.
0,5
Химическая связь.
0,5
Химическая термодинамика.
1
Химическая кинетика.
3
Истинные растворы, растворы электролитов.
5
Дисперсные системы.
1
Окислительно-восстановительные свойства
3
веществ.
Модуль 2. Неорганическая химия.
Водород. Кислород. Оксиды и гидриды.
0,5
11.
Галогены, их соединения, состав, свойства.
0,5
0,5
-
-
2
12.
Сера и ее соединения.
0,5
0,5
-
-
2
13.
Азот в природе и промышленности.
0,5
0,5
-
-
2
14.
Фосфор и его соединения.
0,5
0,5
-
-
1
15.
Общая характеристика элементов главной подгруппы
IV группы.
0,5
0,5
-
-
2
16.
Общая характеристика металлов.
2,5
0,5
2
2
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
17.
18.
19.
20.
Модуль 3. Аналитическая химия.
Теоретические основы аналитической химии
0,5
Качественный анализ.
3
Количественный анализ.
3
Модуль 4. Органическая химия.
Основные понятия органической химии. Теория
1
строения органических соединений.
0,5
1
1
-
2
2
2
2
2
1
-
-
2
21.
Основные классы органических соединений.
3
1
-
2
2
22.
Высокомолекулярные органические соединения.
3
1
-
2
2
ВСЕГО
36
16
-
20
36
11
050202.00 «Информатика-математика»
№ п/п
Наименование раздела, темы
Количество часов
Всег
о
ауд.
ЛК
ПР/
СМ
ЛБ
Сам.
раб.
1
0,5
0,5
1
1
1
1
1
2
2
4
2
-
1
1
1
1
1
1
2
1
2
0,5
-
-
2
10.
Модуль 1. Общая химия.
Основные химические понятия и законы.
1
Классификация неорганических соединений.
2
Строение атома.
0,5
Химическая связь.
0,5
Химическая термодинамика.
1
Химическая кинетика.
3
Истинные растворы, растворы электролитов.
5
Дисперсные системы.
1
Окислительно-восстановительные свойства
3
веществ.
Модуль 2. Неорганическая химия.
Водород. Кислород. Оксиды и гидриды.
0,5
11.
Галогены, их соединения, состав, свойства.
0,5
0,5
-
-
2
12.
Сера и ее соединения.
0,5
0,5
-
-
2
13.
Азот в природе и промышленности.
0,5
0,5
-
-
2
14.
Фосфор и его соединения.
0,5
0,5
-
-
1
15.
Общая характеристика элементов главной подгруппы
IV группы.
0,5
0,5
-
-
2
16.
Общая характеристика металлов.
2,5
0,5
2
-
2
0,5
1
1
2
2
-
2
2
2
1
-
-
2
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
17.
18.
19.
20.
Модуль 3. Аналитическая химия.
Теоретические основы аналитической химии
0,5
Качественный анализ.
3
Количественный анализ.
3
Модуль 4. Органическая химия.
Основные понятия органической химии. Теория
1
строения органических соединений.
21.
Основные классы органических соединений.
3
1
2
-
2
22.
Высокомолекулярные органические соединения.
3
1
2
-
2
ВСЕГО
36
16
20
-
36
1.6.2 Содержание разделов дисциплины.
.
Модуль 1. «Общая химия»
ТЕМА 1. Введение. Химия как наука. Основные химические законы.
12
Основные этапы развития химической науки. Место химии в
системе
естественных наук. Роль химии как производительной силы общества. Современные
масштабы и темпы развития промышленности. Рациональное использование природных
ресурсов и охрана окружающей среды. Основные экологические проблемы, связанные с
химическим загрязнением окружающей среды: разрушение озонового слоя, угроза
парникового эффекта, выпадение кислотных осадков и т.п.
Ресурсосберегающие и
безотходные технологии - основной путь решения глобальных экологических проблем.
Основные химические понятия: атом, молекула, химический элемент, химическая
реакция. Закон сохранения материи и энергии. Химическая и другие формы движения
материи. Моль как мера количества вещества. Закон Авогадро и его следствия. Мольный
объём газа и его использование в расчётных задачах. Переходы от массы и объёма
вещества к количеству вещества и обратно при нормальных и нестандартных условиях.
Стехиометрические законы. Законы идеальных газов.
Периодическая закон и периодическая система элементов и порядковый номер
элемента как его важнейшая характеристика. Общенаучное и философское значение
периодического закона Д.И. Менделеева. Периоды и группы. Расположение металлов и
неметаллов в периодической системе. Распространение химических элементов в земной
коре. Химический состав отдельных геосфер.
Эквиваленты элементов и сложных веществ. Эквивалентные объёмы газов. Расчёты
масс и объёмов веществ, а также их молярных масс на основании закона
эквивалентов.
ТЕМА 2. Классификация неорганических соединений.
Номенклатура. Общие химические свойства соединений разных классов. Степени
окисления элементов. Генетическая связь между классами неорганических соединений.
Составление уравнений химических реакций по схемам «цепочки соединений».
Определение степеней окисления элемента в соединениях и написание формул веществ
по названиям.
Вычисления по уравнениям химических реакций: если один из реагентов
содержит примеси; протекающих в растворах; вычисление количественного состава
газовых смесей, если в них протекают химические реакции; с учётом практического
выхода продукта.
Вывод формул химических соединений. Относительные атомные и молекулярные
массы. Определение молярных масс газообразных веществ по относительной плотности
газов и по уравнению Менделеева – Клайперона. Определение количества структурных
единиц вещества в его навеске или объёме. Мольные и объёмные отношения веществ в
уравнениях химических реакций.
ТЕМА 3. Строение атома.
Современные представления о строении атома, s-, p-, d- орбитали, их конфигурации и
энергетические характеристики. Квантовые числа. Порядок заполнения орбиталей
электронами. Принцип неопределённости Гейнзенберга, принцип Паули, правила Хунда
и Клечковского.
Основные параметры атомов: заряд, радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону
и электроотрицательность.
Радиоактивность. Строение ядра. Изотопы. Стабильные и нестабильные изотопы.
ТЕМА 4. Химическая связь.
Основные характеристики химической связи: длина связи, энергия связи, валентные
13
углы. Характеристики взаимодействующих атомов: орбитальный и эффективный
радиусы, потенциал ионизации, сродство к электрону, их зависимость от положения в
периодической системе. Типы химической связи: ионная, ковалентная, донорно акцепторная, водородная, металлическая. Метод валентных связей. Примеры его
применения для описания строения простейших химических соединений. Гибридизация
атомных орбиталей (АО): δ- и
π - связи. Пространственное строение молекул.
Молекулярные ионы и радикалы. Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент
молекулы.
ТЕМА 5. Химическая термодинамика.
Энергетика и направленность химических процессов. Внутренняя энергия веществ.
Энтальпия. Стандартные условия. Тепловой эффект химических реакций при постоянном
давлении и при постоянном объёме. Теплота образования и теплота сгорания вещества
на примерах реакций образования оксида серы (IV) при выплавке серных руд, при
сжигании серосодержащих топлив, при образовании оксидов азота в двигателях
самолётов и автомобилей. Источники теплового загрязнения. Формы и пути поступления
загрязнителей в ОС. Закон Гесса: на примере реакции, описывающей эрозию мрамора и
известняка. (Опосредованное воздействие на окружающую среду, эрозию минералов,
почв, кислотные дожди).
Энтропия. Изменение
энтропий в реакциях. Энергия Гиббса. Направление
протекания химических процессов на примере реакций образования серной кислоты в
атмосфере, а также реакций, протекающих при очистке дымовых газов от оксида серы
(IV) известняком. (Защита окружающей среды: очистка дымовых газов: химический,
механический и другие методы.)
ТЕМА 6. Химическая кинетика.
Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости
химической реакции. Порядок и молекулярность химических реакций.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической
реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и
гетерогенный катализ.
Обратимость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные равновесия.
Константа равновесия на примерах образования азота ( II ) в двигателях внутреннего
сгорания и очистки природного газа от серы до сжигания (безотходные технологии
переработки сырья). Правило Ле – Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса.
Диаграммы состояния воды.
ТЕМА 7. Растворы неэлектролитов и электролитов.
Общие сведения о растворах. Твёрдые и жидкие растворы. Водные и неводные
растворители. Энергетика
процессов
растворения. Зависимость
растворения
от
температуры. Зависимость растворения от природы и свойств растворителя.
Растворы неэлектролитов. Законы Рауля и Генри. Эбулиоскопия и криоскопия.
Осмос и осмотическое давление. Закон Вант – Гоффа;
Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Основные положения
электролитической диссоциации Аррениуса. Степень и константа диссоциации на
примере диссоциации угольной кислоты. Закон разбавления Оствальда. Активность иона.
Ионная сила раствора.
Ионное
произведение
воды. Водородный
показатель. Буферные
растворы.
Труднорастворимые
электролиты. Гидролиз водных растворов солей. Константа и
степень гидролиза на примерах использования солей железа и алюминия для очистки
14
сточных вод от взвешенных частиц. Произведение растворимости. Условия осаждения
и растворения осадка.
ТЕМА 8. Дисперсные системы.
Основные особенности коллоидного состояния материи, классификация коллоидных
систем, понятие о дисперсности. Получение коллоидных систем: конденсация и
диспергирование, химические способы получения.
Классификация дисперсных систем. Коллоидные растворы. Строение мицеллы.
Молекулярно-кинетические и оптические свойства коллоидных систем. Броуновское
движение, диффузия, распределение коллоидных частиц в гравитационном поле,
седиментация. Осмотические свойства. Закономерности светорассеяния и светопоглощения,
явление Тиндаля.
Поверхностные явления в дисперсных системах. Избыточная поверхностная энергия и
поверхностное натяжение на границе раздела фаз, уравнение Гиббса. Виды сорбции.
Адсорбция и связь ее с поверхностным натяжением, поверхностно-активные вещества.
Адсорбция из газовой фазы, изотерма Ленгмюра, строение адсорбционного слоя на границе
раствор–газ. Адсорбция из растворов, обменная адсорбция, избирательная адсорбция,
смачивание, флотация.
Устойчивость коллоидных систем. Агрегативная и седиментационная устойчивость.
Факторы стабилизации дисперсных систем. Коагуляция коллоидных систем. Факторы,
вызывающие коагуляцию, коагуляция электролитами. Теории коагуляции: адсорбционная и
электростатическая.
Микрогетерогенные системы. Эмульсии. Пены. Аэрозоли, Дымы и туманы. Гели и
студни. Явления синерезиса.
ТЕМА 11. Окислительно – восстановительные свойства веществ.
Основы электрохимии. Равновесие на границе металл – раствор. Электродный
потенциал. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нерста.
Гальванические элементы. Электролиз расплавов и водных растворов и солей.
Инертные и активные электроды. Примеры использования олова, цинка и магния для
защиты железа от коррозии; извлечение меди и железа из халькопирита. ( Защита ОС,
защита от коррозии, малоотходные, безотходные технологии).
Окислительно - восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Стандартные окислительно - восстановительные
потенциалы. Направление
протекания окислительно – восстановительных реакций.
ТЕМА 10. Комплексные соединения.
Влияние комплексообразования на растворение. Важнейшие комплексообразователи
и лиганды. Номенклатура комплексных соединений. Изомерия комплексов. Константа
нестойкости комплексного иона.
Модуль 2. «Неорганическая химия»
ТЕМА 1. Водород и кислород.
Водород в природе. Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.
Физические и химические свойства водорода. Применение водорода. Пероксид водорода.
Физические и химические свойства. Применение.
Кислород в природе. Характеристика состава воздуха. Получение, физические и
15
химические свойства кислорода. Биогеохимический круговорот кислорода.
Озон. Превращения озона в кислород и взаимодействия оксида азота (II) с озоном.
ТЕМА 2. Галогены и их соединения.
Общая характеристика галогенов. Галогены в природе. Физические свойства
галогенов. Химические свойства галогенов. Получение (лабораторные и промышленные
методы) и применение галогенов. Соединения галогенов с водородом и кислородом их
физические и химические свойства.
РАЗДЕЛ 3. Сера и ее соединения.
Сера в природе. Получение серы. Физические и химические свойства серы.
Применение серы. Сероводород, получение, физические и химические свойства,
применение. Сульфиды, получение, физические и химические свойства, применение.
Диоксид серы, получение, физические и химические свойства, применение. Сернистая
кислота, получение, физические и химические свойства, применение. Триоксид серы,
получение, физические и химические свойства, применение. Серная кислота, получение,
физические и химические свойства, применение. Круговорот серы и факторы, влияющие на
него. процессов, протекающих при очистке дымовых газов от оксида серы (IV) аммиаком.
ТЕМА 4. Азот в природе и промышленности.
Азот в природе. Получение и свойства азота. Аммиак. Соли аммония. Получение
аммиака. Оксиды азота. Азотистая кислота, химические свойства, получение применение.
Нитриты. Азотная кислота, химические свойства, получение применение. Нитраты.
ТЕМА 5. Фосфор и его соединения.
Фосфор в природе. Получение и свойства фосфора. Соединения фосфора с водородом и
галогенами. Оксиды и кислоты фосфора. Круговороты азота и фосфора и факторы,
влияющие на них. Реакций связывания фосфора в природе. Фосфорные удобрения.
ТЕМА 6. IV группа элементов.
Углерод в природе. Аллотропные модификации углерода. Химические свойства
углерода. Карбиды. Диоксид углерода, угольная кислота, их получение и химические
свойства. Оксид углерода (II). Соединения углерода с серой и азотом. Биогеохимический
круговорот углекислого газа.
Кремний в природе. Получение и свойства кремния. Соединения кремния с водородом
и галогенами. Диоксид кремния, его химические свойства. Кремниевые кислоты и их соли.
Стекло, керамика, цемент. Олово, свинец.
ТЕМА 7. Общие свойства металлов.
Физические и химические свойства металлов. Электронное строение металлов.
Кристаллическое строение металлов. Получение металлов. Проблемы загрязнения
природных объектов тяжелыми металлами.
Щелочные металлы в природе. Получение и свойства щелочных металлов. Натрий,
физические и химические свойства, получение, применение. Калий, физические и
химические свойства, получение, применение.
Магний, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение. Кальций, нахождение в природе, получение, физические и химические
свойства, применение. Жесткость воды и методы ее устранения.
Алюминий и хром, нахождение в природе, получение (лабораторные и
промышленные методы), физические и химические свойства, применение. Оксиды хрома,
16
нахождение в природе, получение (лабораторные и промышленные методы), физические и
химические свойства, применение.
Железо. Нахождение в природе. Физические свойства железа. Производство чугуна и
стали. Сплавы железа. Химические свойства железа. Соединения железа и их свойства.
Модуль 3. «Аналитическая химия»
ТЕМА 1. Теоретические основы аналитической химии.
Предмет и задачи аналитической химии. Качественный, количественный и
структурный анализ. Химический, инструментальный (физический и физико-химический) и
биологический методы анализа. Основные этапы химического анализа.
Гомогенные равновесия и теория электролитической диссоциации. Химическое
равновесие и закон действующих масс.
Общая (аналитическая) и активная концентрация, ионная сила и коэффициент
активности ионов. Термодинамическая, концентрационная и условная константа равновесия,
их показатели (рК). Шкала рН как мера кислотности среды. Расчет рН в растворах сильных и
слабых кислот и оснований. Буферные растворы и механизм их действия.
Протолитические равновесия в растворах. Степень и константа гидролиза. Расчет рН
гидролизуемых солей. Протолитическая теория кислот и оснований. Константы кислотности
и основности.
Гетерогенные равновесия в аналитической химии. Произведение растворимости.
Условия образования осадков. Влияние на полноту осаждения одноименного иона,
кислотности (рН) среды, постороннего электролита («солевой эффект». Применение
процессов осаждения и растворения в анализе.
Комплексные соединения и их аналитические свойства. Равновесия в растворах
комплексных соединений, константы устойчивости (образования) и нестойкости.
Применение комплексообразования для разделения, маскировки и обнаружения ионов.
Влияние комплексообразования на растворимость осадков.
Окислительно-восстановительные процессы в аналитической химии. Уравнение
Нернста. Влияние рН, комплексообразования и осаждения на величину окислительновосстановительного потенциала. Направление, последовательность протекания и константа
равновесия окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и
восстановители, применяемые в химическом анализе.
ТЕМА 2. Качественный анализ.
Качественный анализ - дробный и систематический, чувствительность и
специфичность реакций. Понятие об аналитическом сигнале как основе анализа.
Метрологическая характеристика методов анализа. Сравнительная характеристика
методов.
Качественный систематический анализ катионов по кислотно-щелочному методу, его
преимущества и недостатки. Классификация катионов по группам и групповые реактивы.
Классификация анионов по группам. Специфические реакции.
ТЕМА 3. Количественный анализ.
Основы количественного анализа. Гравиметрия (весовой анализ). Осаждаемая и
весовая формы, требования к ним. Основные операции весового анализа. Источники ошибок
в гравиметрии.
Основы объемных (титриметрических) методов анализа. Прямые и косвенные методы.
Метод остатков (обратное титрование). Закон эквивалентов в анализе. Точка
эквивалентности и методы ее установления. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное
17
титрование.
Окислительно-восстановительные (редокс) методы титрования. Основы перманганатои иодометрии, примеры их использования в определении железа, нитратов, активного хлора.
Физико-химические (инструментальные) методы анализа. Электрохимические методы
анализа. Потенциометрия. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика. Прямая
потенциометрия и потенциометрическое титрование.
Полярография. Теоретические основы метода. Амперометрическое титрование с
одним индикаторным электродом. Область применения метода, преимущества и недостатки.
Кулонометрия. Теоретические основы метода, законы Фарадея. Кулонометри-ческое
титрование.
Спектральные методы анализа. Классификация спектральных методов.
Абсорбционная молекулярная спектроскопия. Основы фотометрического качественного и
количественного анализа.
Хроматографические методы анализа. Классификация по механизму сорбции.
Основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная, осадочная, ионнообменная и
газовая.
Модуль 4. «Органическая химия»
ТЕМА 1. Основные понятия органической химии. Теория строения
органических соединений.
Главные цели и задачи органической химии как учебного предмета, связь ее с другими
науками.
Классификация органических соединений. Особенности строения атома углерода,
основные функциональные группы.
Теория строения органических соединений А.М. Бутлерова, основные принципы
квантовой органической химии. Типы гибридизации атома углерода, возможные степени
окисления. Валентность. Основные типы связей в органических соединениях и их
характеристики: длина, энергия, полярность, поляризуемость, дипольный момент, потенциал
ионизации, электроотрицательность, валентные углы. Гомолитический и гетеролитический
разрыв связей. Классификация реагентов и реакций. Электронные эффекты: индуктивный и
мезомерный, способы их изображения.
Номенклатура органических соединений: историческая, рациональная, ИЮПАК.
Основные правила составления названий органических веществ.
ТЕМА 2. Основные классы органических соединений.
Гомологический ряд, изомерия алканов. Химические свойства, реакции замещения
(галогенирования, нитрования, сульфохлорирования), окисления.
Реакция расщепления. Крекинг, пиролиз, особенности их протекания, значение.
Методы получения: без изменения углеродного скелета (восстановление алкилгалогенидов, алкенов, алкинов, диенов); с уменьшением углеродного скелета (синтез Дюма);
с увеличением углеродного скелета (синтез Вюрца, реакция Кольбе), промыш-ленные
способы получения алканов, нахождение их в природе.
Гомологический ряд, изомерия непредельных углеводородов. Геометрическая
изомерия. Сравнительный анализ характеристик σ- и π-связи.
Химические свойства непредельных углеводородов. Реакции присоединения. Реакции
полимеризации. Радикальный и ионный механизмы реакции. Виды полимеризации,
применение полимеров. Реакции окисления. Реакции замещения, проявление кислотных
свойств, сравнение их силы в ряду алканов, алкенов, алкинов.
Методы получения: реакции отщепления и их механизм, правило Зайцева.
18
Дегидратация спиртов. Дегидрогалогенирование, дегалогенирование галогеналканов,
дегидрирование предельных углеводородов. Нахождение в природе области применения
алкенов.
Циклические углеводороды. Гомологический ряд, изомерия. Химические свойства.
Получение.
Ароматические углеводороды (арены, углеводороды ряда бензола). Химические
свойства. Реакции замещения, электрофильный механизм. Особенности протекания реакций
замещения у гомологов бензола. Реакция галогенирования, нитрования, сульфирования,
алкилирования, ацилирования, роль катализаторов. Реакции окисления бензола и его
гомологов. Реакции присоединения (галогенирования, гидрирования), условия для их
проведения. Методы синтеза бензола и его гомологов.
Спирты. Фенолы (гидроксильные соединения). Химические свойства. Особенности
протекания реакций нитрования, галогенирования, сульфирования, алкилирования,
окисления. Реакции поликонденсации.
Карбонильные соединения. Кислотность и основность карбонильных соединений.
Химические свойства. Методы получения карбонильных соединений.
Карбоновые кислоты и их производные. Основные свойства карбоновых кислот.
Методы синтеза: окисление спиртов и альдегидов, гидролизом нитрилов, магнийорганическим синтезом, окислением парафинов. Промышленные способы получения.
Жиры. Растительные и животные жиры. Строение высших кислот, входящих в состав
жиров. Свойства активных жиров.
Углеводы. Классификация, изомерия и номенклатура, стереоизомерия Источники
получения; физические свойства; реакции, используемые для установления структурных и
стереохимических характеристик моносахаридов: окисление и восстановление,
ацилирование, алкилирование, переходы от низших моносахаридов к высшим и обратно.
Дисахариды. Мальтоза, целлобиоза, лактоза и сахароза. Источники получения,
строение, физические и химические свойства.
Аминокислоты.Классификация, изомерия и номенклатура. Методы синтеза αаминокислот, основанные на реакциях непредельных и дикарбоновых кислот. Физические
свойства. Кислотно-основные свойства аминокислот и зависимость их состояния от рН
среды; образование производных по карбоксильной и аминогруппе; взаимодействие с
азотистой кислотой, превращения аминокислот, протекающие при нагревании, и
зависимость их результата от взаимного расположения функциональных групп.
ТЕМА 3. Высокомолекулярные органические соединения.
Понятие макромолекулы и полимера. Основные отличия свойств полимеров от свойств
низкомолекулярных соединений. Биологически значимые свойства полимеров: способность
преобразовывать химическую энергию в механическую работу, способность хранить и
передавать информацию.
Понятие о молекулярной массе и степени полимеризации макромолекул.
Основные методы синтеза полимеров: радикальная и ионная полимеризация
(инициирование, рост и обрыв цепи), поликонденсация. Механизм электрофильного
присоединения к бутадиену и изопрену (кинетический и термодинамический факторы).
Диеновый синтез. Особенности строения натурального и синтетического каучука. Получение
и применение синтетического каучука и резины.
Химическая классификация полимеров. Важнейшие представители карбоцепных
(полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, полиметилметакрилат, полиизопрен, тефлон)
и гетероцепных (полиамиды и полиэфиры) синтетических полимеров, области их
19
практического применения.
Белки, нуклеиновые кислоты и полисахариды как важнейшие представители
биополимеров.
Полисахариды: крахмал, гликоген, целлюлоза, пектиновые вещества. Источники
получения, строение, свойства.
Белки. Представления о пептидном синтезе, особенности биосинтеза белков;
вторичная структура, основные функции белков в жизнедеятельности организмов.
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения.
№
п/п
Наименование
раздела, темы
Формы самостоятельной
работы
050201.0
0
«Матема
тикафизика»
050203.0
0
«Физика
информа
тика»
050202
«Инфор
ма-тика»
050202.0
0
«Инфор
матикафизика»
Форма
контроля
050201
«Матема
тикаинформа
тика»
1.
2.
Химия как
наука.
Основные
химические
понятия и
законы
Классификация
неорганических
соединений.
Модуль 1. «Общая химия»
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Границы применимости основных
химических законов.
Расчёты по формулам химических
соединений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Номенклатура
неорганических
соединений.
Расчёты по уравнениям химических
реакций/
Выполнение упражнений.
1
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач
Опрос на ПЗ,
проверка
упражнений
решений задач
20
3.
4.
5.
6.
7.1
7.2
8
Строение атома.
Основные
свойства атомов.
Природа
химической
связи.
Химическая
термодинамика.
Тепловые
эффекты
химических
процессов.
Химическая
кинетика.
Истинные
растворы,
растворы
электролитов.
Ионные
уравнения
реакций.
Гидролиз солей.
Дисперсные
системы.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Порядок
заполнения
атомных
орбиталей. Электронные формулы.
Выполнение упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Основные
положения
метода
молекулярных орбиталей.
Выполнение упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Тепловые
эффекты
химических
реакций.
Теплоты
образования
химических соединений.
Решение расчетных задач.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Механизм
реакций.
Фазовые
равновесия.
Решение расчетных задач.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Растворимость и её зависимость от
температуры и природы вещества.
Типы гидроксидов в зависимости от
механизма диссоциации и положения
химических элементов в ПСХЭ. Ионные
уравнения.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Гидролиз по аниону. Гидролиз по
катиону. Буферные растворы, и их
значение.
Выполнение упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Строение
коллоидных
частиц.
Значение коллоидов.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
1
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений
1
Проверка
упражнений
1
Работа с
таблицами по
оценке
возможнос-тей
протекания
реакций
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач
и упражнений
1
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений
1
Проверка
решений задач
и упражнений
21
9.1
9.2
10
11.
12.
13.
Окислительновосстановительные реакции.
Электролиз.
Комплексные
соединения.
Водород.
Кислород.
Оксиды и
гидриды.
Галогены, их
соединения,
состав,
свойства.
Сера и ее
соединения.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Окислительно-восстановительные
реакции в мониторинге и защите
окружающей среды. Гальванический
элемент.
Упражнения
по
составлению
уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Характеристика
и
классификация
процессов
коррозии
металлов.
Составление таблица «Катодные и
анодные процессы» (ЗО).
Упражнения
по
составлению
уравнений электролиза
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Значение комплексных соединений в
производстве и жизни.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Модуль 2. «Неорганическая химия»
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Водород.
Кислород.
Оксиды
и
гидриды. Свойства, получение и
применение. Озон. Нахождение в
природе. Физические и химические
свойства.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Галогены, их соединения, состав,
свойства.
Кислородсодержащие
соединения. Галогенов. Физические и
химические свойства. Применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Сера и ее соединения: сероводород,
оксиды серы, серная и сернистая
кислоты и их соли. Физические и
химические свойства. Получение и
применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
1
Проверка
упражнений
1
Проверка
заполнения
таблицы;
проверка
упражнений
1
Проверка
упражнений
2
2
2
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач
и упражнений
Проверка
заполнения
таблицы,
решений задач
и упражнений
Опрос на ПЗ,
проверка
решений
упражнений
22
14.
15.
16.
17.
Азот в
природе и
промышленно
сти.
Фосфор и его
соединения.
Общая
характеристика
элементов
главной
подгруппы IV
группы.
Общая
характеристика
металлов.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Получение и свойства азота. Аммиак.
Соли
аммония.
Оксиды
азота.
Азотистая
кислота,
химические
свойства,
получение
применение.
Нитриты.
Азотная
кислота,
химические
свойства,
получение
применение. Нитраты.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Получение и свойства фосфора.
Соединения фосфора с водородом и
галогенами.
Оксиды
и
кислоты
фосфора.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Углерод в природе. Аллотропные
модификации углерода. Химические
свойства углерода. Карбиды. Диоксид
углерода,
угольная
кислота,
их
получение и химические свойства.
Кремний в природе. Получение и
свойства
кремния.
Соединения
кремния.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Физические и химические свойства
металлов.
Электронное
строение
металлов. Кристаллическое строение
металлов. Получение металлов.
Щелочные
металлы.
Магний
и
кальций. Алюминий и хром. Железо.
Нахождение в природе, получение
(лабораторные
и
промышленные
методы), физические и химические
свойства, применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Модуль 3. «Аналитическая химия»
2
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач
и упражнений
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач
и упражнений
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач
и упражнений
2
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач
и упражнений
23
18.
19.
20.
21.
Теоретические
основы
аналитической
химии
Качественный
анализ.
Количественный
анализ.
Основные
понятия
органической
химии. Теория
строения
органических
соединений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Методы химического анализа.
Протолитическая теория кислот и оснований. Гидролиз солей. Амфотерность.
Активность и коэффициент активности.
Водородный и гидроксидный показатели. Вычисление рН в водных
растворах кислот и оснований.
Окислительно-восстановительные
процессы в аналитической химии.
Решение расчетных задач.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Специфика аналитических реакций.
Аналитические
группы
анионов.
Реакции обнаружения и разделения
ионов.
Составление схем разделения и
определения ионов
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Физико- химические методы анализа.
Электрохимические методы анализа.
Потенциометрия.
Полярография.
Кулонометрия. Спектральные методы
анализа. Классификация спектральных
методов. Хроматографические методы
анализа.
Решение расчетных задач.
Модуль 4. «Органическая химия»
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Типы гибридизации атома углерода,
возможные
степени
окисления.
Валентность. Основные типы связей в
органических соединениях и их характеристики: длина, энергия, полярность,
поляризуемость, дипольный момент,
потенциал ионизации, электроотрицательность,
валентные
углы.
Классификация реагентов и реакций.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
2
проверка
решений задач
2
Проверка схем
разде-ления и
определения
ионов
2
проверка
решений задач
2
Проверка
решений задач
и упражнений
24
22.
23.
Основные
классы
органических
соединений.
Высокомолекулярные
органические
соединения.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Получение
алкинов,
алкадиенов,
циклических углеводородов.
Химические свойства и получение
кислородсодержащих
органических
соединений: многоатомных спиртов,
фенолов, кетонов, карбоновых кислот,
эфиров.
Химические свойства азотсодержащих
органических соединений.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Основные отличия свойств полимеров
от
свойств
низкомолекулярных
соединений.
Представители карбоцепных (полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид,
полиметилметакрилат,
полиизопрен,
тефлон) и гетероцепных (полиамиды и
полиэфиры) синтетических полимеров.
Белки,
нуклеиновые
кислоты
и
полисахариды
как
представители
биополимеров.
Выполнение упражнений.
Всего
2
Опрос на ПЗ;
проверка
решений задач
и упражнений
2
Проверка
решений задач
и упражнений
36
1.7 Методические рекомендации по организации изучения дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий.
специальность 050203.00 «Физика- информатика»,
050202 «Информатика», 050201 «Математика-информатика»
Модуль 1 «Общая химия»
Практическое занятие №1 (2ч.)
Тема: Классификация неорганических соединений, общие химические свойства
соединений различных классов. Основные химические законы.
План:
1. Составление формул бинарных соединений и гидроксидов с использованием
Периодической системы и предсказание их свойств.
2. Определение степеней окисления элементов в соединениях и написание формул веществ
по их названиям.
3. Генетическая связь между классами неорганических соединений. Составление уравнений
25
химических реакций по схемам.
Вопросы для обсуждения:
1). Как изменяется металлический характер элементов в рядах:
а) Na, Mg, Al, Si, P, Cl, Ar;
б) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
в) Cu, Ar, Au
2). Какие гидроксиды образуют металлы? Неметаллы?
3). Что означают термины «амфотерный», «кислые», «основные», «двойные соли»,
«комплексные соединения»
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите уравнения реакций, назовите вещества в схемах превращений
1) Cu→ CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO
2) S → SO2 → SO3 → H2SO4 → NaHSO4 → Na2SO4
3) FeCl2 → FeCl3→ Fe2O3 → Fe → Fe(OH)2 → Fe(OH)3
4) Ba → BaCl2→ BaCrO4 → BaO
5) Zn → ZnCl2 → ( Zn(NH3)4) Cl2 → ZnCO3 → ZnO
6) Ag →AgNO3 →AgCl → Ag → Ag2O
Расчёты по формулам химических соединений.
План:
1. Переходы от массы и объёма вещества к количеству вещества и обратно при
нормальных и нестандартных условиях.
2. Определение молярных масс газообразных веществ по относительной плотности газов
и по уравнению Менделеева – Клапейрона.
3. Определение количества структурных единиц вещества в его навеске или обьёме.
4. Мольные и объёмные отношения веществ в уравнениях химических реакций.
5. Вывод формул химических соединений по данным о его количественном составе.
Вопросы для обсуждения:
1). Относительные атомные и молекулярные массы. Молярная масса вещества.
2). Формулы определения количества вещества по известным данным о массе веществ,
объёмах газов при нормальных и нестандартных условиях, а также количестве
структурных единиц вещества.
3). Следствия из закона Авогадро.
4) Массовая доля элемента в соединениях.
5) Уравнения химических реакций как отражение закона сохранения массы вещества.
Задания для самостоятельной работы:
Решение задач:
1. а) Какой объём при н.у. займут 6 . 1023 атомов молекулярного азота N2 ?
б) Исходя из мольной массы углерода определите абсолютную массу атома углерода
в граммах.
2. Бороводород содержит 78,26 % бора. При давлении 99,0 кПа и температуре 20 0 С 9,2 г
этого газа занимают объём 8,2 л. Определить формулу соединения.
3. Через раствор, содержащий 7,4 г гидроксида кальция, пропустили 3,36 л СО2,
взятого при нормальных условиях. Найти общую массу солей, образовавшихся в
результате реакции.
Расчеты по химическим уравнениям.
План:
26
1. Вычисления, связанные с переходом от количества вещества к его массе и объему
газообразных соединений и обратно.
2. Вычисления с использованием постоянной Авогадро.
3. Вычисления по уравнениям химических реакций, если один из реагентов содержит
примеси.
4. Вычисления по уравнениям последовательных реакций, параллельных реакций
5. Вычисления количественного состава газовых смесей, если в них протекают химические
реакции.
6. Вычисления с учетом практического выхода продукта.
7. Вычисления количественного состава смеси веществ по известным количественным
данным о продуктах реакций.
8. Вычисления по термохимическим уравнениям.
Вопросы для обсуждения:
1) основные химические понятия: химический элемент, атом, молекула, простые и сложные
вещества;
2) относительная атомная и молекулярная массы;
3) моль, молярная масса, молярный объем;
4) массовая доля;
5) закон Авогадро и его следствия.
Расчетные задачи:
А. Задачи на определение молекулярных масс веществ в газовом состоянии, на молярный
объем, закон Авогадро:
1) Плотность газа по воздуху 3,5. Найти массу молекулы газа.
2) Определить массу атома и молекулы гелия.
3) Масса 1 л газа (н.у.) равна 1,43г. Чему равна молярная масса этого газа?
Б. Задачи на газовые законы:
4) Давление воздуха в автомобильной шине 0,3 МПа при 15 оС. Как изменится давление, если
шина нагреется до 50оС?
5) Под каким давлением в сосуд вместимостью 5*10-3 м3 можно при температуре 27оС
собрать СО2 массой 0,022 кг?
В.Задачи на вывод химических формул:
6) Вывести простейшую формулу фторида алюминия – калия, если в нем содержится
27,46%К , 19,02%Аl, 53,52F.
7) Из 0,462г пирита получено 1,77г сульфата бария. Определите содержание серы в пирите и
его формулу.
Г. Расчеты по химическим формулами уравнениям с использованием понятий: моль, переход
от количества вещества к массе и обратно, объемная и мольная доли:
8) Вычислить процентное содержание фторапатита Са3(РО4)2*Са2F2 и примесей в хибинской
руде, если в ней 30% оксида фосфора (V)
9) При пропускании сернистого газа через раствор едкого калия образовалось по 0,1 молю
средней и кислой соли. Какой объем газа был пропущен через раствор?
Задания для самостоятельной работы:
1) Плотность газа по водороду равна 22. Определить плотность газа по хлору.
2) Какой объем занимают 6,02*1023 атомов азота при н.у.?
3) Сколько атомов азота в 2,8 л оксида азота (III) (н.у.)?
4) Сколько литров водорода (20оС и 100 кПа) выделится при взаимодействии 165 г Fe с 1 кг
30%-ого р-ра HCl? Сколько граммов HCl не войдет при этом в реакцию?
5) Из 1,568г железной руды получили осадок фосформолибдата состава Р2О5*24МоО3 массой
27
0,427г. Каково содержание фосфора в руде в процентах?
6) 5 мл водорода сожгли с 10 мл воздуха. После сгорания объемов газов составил 8,7 мл.
Какова объемная доля кислорода в воздухе, взятом для горения? Какова его мольная доля в
воздухе?
7) Вещество содержит 75,76% мышьяка и кислород. Плотность паров по воздуху этого
вещества 13,65. Какова формула этого соединения?
Литература:
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Практические занятия №2 (2 ч.)
Тема: Строение атома. Химическая связь.
План:
1. Запись электронной конфигурации элемента с указанным атомным номером, и узнавание
положения элемента в Периодической системе по указанной электронной конфигурации
атома.
2. Конфигурации атомов в возбужденном состоянии. Валентные возможности атомов одного
и того же элемента. Использование таблицы электроотрицательностей атомов.
Вопросы для обсуждения:
1) Дайте характеристику квантовых чисел состояния электрона.
2) Что означает запись 2 р2?
3) Опишите формулу орбитали с квантовыми числами: n=3; l=0; m=0. Могут ли быть
орбитали другой формы при данном n?
3) Как происходит sp-, sp2-, sp3 – гибридизация? Приведите примеры.
4) Что такое «сигма» и «пи» - связь? Как они возникают?
5) Какая из конфигураций электронных оболочек возможна: 2s2, 2p5, 3f3, 2d3, 3d11, 2p8?
6) Какие факторы влияют на прочность химической связи?
Задания для самостоятельной работы:
1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:
40
а. 20 Ca и
42
40
20Ca; b. 18 Ar и
40
19K; c.
112
48Cd и
112
50Sn;
136
d.
54Xe и
138
56Ba
?
2. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:
3. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция:
6. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома:
7. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:
a. ...2s2;
b. ...3s2 3d1;
c. ... 4s2 3d2;
d. ... 1s2 2s2 p6 3p1?
8. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния
9. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных
fэлектронов:
a. Pu;
b. Am;
c. Cm;
d. Bk?
10. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с
минимальной энергией:
a. 1s ---> 2p;
b. 1s ----> 4d; c. 2s ---> 4s;
d. 2p ---> 3s?
11. Какие значения всех квантовых чисел (n, ml , m , ms) возможны для валентного электрона
28
атома калия:
a. 4, 1, -1 , - 1/2; b. 4, 1 , +1 , +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?
12. Какое влияние оказывают водородные связи на температуру кипения жидкостей? Какие
типы кристаллических решеток вам известны?
14. Какое из приведенных химических соединений имеет более прочную химическую связь:
а) HI или НВr; б) Н2О или Н2S ;в) NH3 или PH3?
Литература:
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие № 3 (2 ч.)
Тема: Основы химической термодинамики.
Кинетика химических реакций.
Термодинамика
План:
1. Основные понятия химической термодинамики.
2. Закон Гесса и его следствия.
3. Критерии самопроизвольного протекания процессов.
4. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в
воде.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Чему равен тепловой эффект химической реакции?
2. Какие уравнения реакций называют термохимическими?
3. Что называют стандартной энтальпией образования вещества?
4. Сформулируйте закон Гесса.
5. Сформулируйте следствия из закона Гесса.
6. Каким соотношением связаны энтальпия, энтропия и энергия Гиббса?
7. При каких условиях химические реакции протекают самопроизвольно?
Расчетные задачи:
1. На основании справочных данных рассчитайте стандартные изменения энтальпии в
каждой из следующих химических реакций (предварительно подберите коэффициенты):
а) ZnS (T)+ O2(г) = ZnO(T) +SO2(г)
б) AgNO3(T) =Ag(T) + NО2(Г)+ O2(г)
2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандартную энтальпию образования
продуктов:
4NO2(Г) + О2(г) + 2Н2О(Ж) = 4HNO3(Ж) ,
∆Н ° 298 = -256 кДж.
3. Определите возможность протекания реакции
P2O5(т)+H2O(ж)→ O2(г)+PH3(г)
при стандартных условиях.
Задания для самостоятельной работы:
1. На основании справочных данных рассчитайте стандартные изменения энтальпии в
каждой из следующих химических реакций (предварительно подберите коэффициенты):
29
а) (NH4)2CrО4(T) = Cr2O3(T) +N2 +Н2О(Ж) + NH3(Г)
б) SO2(г) + H2S(г) = S(T) + Н2О(Ж)
2. По термохимическому уравнению рассчитайте стандартную энтальпию образования
продуктов:
2А12О3(Т)+ 6SO2(Г) + 3O2(Г) = 2AI2(SO4)3(Т), ∆Н ° 298 = -1750 кДж;
3. Путем расчета определите уравнение реакции, по которому возможно разложение
пероксида водорода при стандартной температуре:
а) Н2О2(Гг)= Н2(Г) + O2(Г)
б) Н2О2(Г) = Н2О(Ж) + 0,5 O2(Г)
Литература:
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Основы химической кинетики.
План:
1. Основные понятия химической кинетики.
2. Скорость химической реакции. Константа скорости реакции.
3. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Что такое скорость химической реакции и от каких факторов она зависит?
2. Что называют константой скорости реакции и каков физический смысл этой
величины? Какие факторы влияют на нее?
3. Какова зависимость скорости реакции от температуры?
4. Что называется температурным коэффициентом скорости реакции? Какие значения он
может иметь?
5. Что называют константой химического равновесия? От каких факторов она зависит?
6. Какие факторы влияют на состояние химического равновесия? Сформулируйте
принцип Ле-Шателье.
7. Как изменится скорость реакции 2NO + О2 → 2NO2, протекающей в закрытом сосуде,
если давление увеличить в 4 раза?
8. Как возрастет скорость реакции при повышении температуры от 50 до 100 °С, если
температурный коэффициент равен 2?
9. В какую сторону сместится химическое равновесие при изменении температуры и
давления в следующих случаях:
10. а) 2Н2О ↔ 2Н2 + О2,
∆Н° > 0
11. б) О2 + 2СО ↔ 2СО2,
∆Н ° < 0
12. Как влияет на равновесие систем повышение давления? температуры?
13. а) 2SO3 ↔ 2SO2 + О2, ∆Н ° > 0
14. б) N2 + О2 ↔ 2NO,
∆Н ° > 0
15. Напишите выражение константы равновесия системы, предварительно расставив
коэффициенты:
NH3 + О2 ↔ NO + H2O(пар)
16. Каким образом можно сместить равновесие этой системы вправо?
Задания для самостоятельной работы:
1. Во сколько раз уменьшится скорость реакции при понижении температуры от 120 до 80
30
°С, если температурный коэффициент равен 3?
2. Взаимодействие между оксидом углерода (И) и хлором протекает по уравнению СО +
С12 →СОС12. Концентрация оксида углерода (II) - 0,3 моль/дм3, хлора - 0,2 моль/дм3.
Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию оксида
углерода (II) до 1,2 моль/дм3, а концентрацию хлора - до 0,6 моль/дм3?
3. В какую сторону сместится химическое равновесие при изменении температуры и
давления в следующих случаях:
4. в) С + Н2О ↔СО + Н2,
∆Н ° > 0
5. г) N2 + ЗН2 ↔ 2NH3,
∆Н ° < 0
6. Напишите выражение константы равновесия системы 4Н2О(пар) + 3Fe(T) ↔ Fe3O4(T) +
4Н2(г), ∆Н ° < 0
7. Как следует изменить температуру, концентрацию и давление компонентов в
равновесной системе 4НС1 + О2 ↔ 2С12+ 2Н2О, ∆Н Н° < 0, чтобы повысить выход
хлора?
8. Укажите общий порядок реакции 2NO + Н2 = N2O + Н2О и порядок реакции по каждому
веществу. Напишите кинетическое уравнение реакции.
9. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 37 до 47 °С,
если энергия активации равна 74,5 кДж/моль?
Литература:
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие №4 (2 ч.)
Тема: Количественный состав растворов.
План:
1. Способы выражения состава раствора:
Массовая доля растворенного вещества; молярная доля растворенного вещества и
растворителя; молярная концентрация растворенного вещества (молярность); молярная
концентрация эквивалентов вещества (нормальность); объемная доля в газовых растворах
2. Растворимость веществ.
Вопросы для обсуждения:
1) типы растворов, их компоненты;
2) гидраты и сольваты (кристаллогидраты)
3) способы выражения содержания растворенного вещества в растворе: массовая доля,
молярная доля, молярная концентрация, объем и плотность растворов (расчетные формулы);
4) определение растворимости вещества;
5) зависимость растворимости газа от давления.
Расчетные задачи:
1) Сколько граммов соли и воды содержится в 800г раствора 12% NaNO3?
2) Сколько граммов Na2SO4*2H2O следует растворить в 250г воды для получения раствора,
содержащего 5% безводной соли?
3) Сколько граммов 10%-ого раствора Н2SO4 потребуется для обменного взаимодействия с
100 мл 13,7%-го раствора Na2CO3 (плотность=1,145г/см3)?
4) Сколько миллиметров 96%-ной серной кислоты необходимо взять для приготовления 2 л
0,5 М раствора?
5) Вычислите растворимость Ba(NO3)2 в воде при 20 °С, если в 545 г раствора нитрата
31
бария при этой температуре содержится 45 г соли.
6)Вычислите массовую долю K2SO4 и его коэффициент растворимости, если при 0 °С 50 г
раствора содержат 3,44 г сульфата калия.
7) При охлаждении насыщенного при 90 °С раствора до 25 °С выкристаллизовалось 200 г
соли. Какую массу воды и соли надо взять, если растворимость соли при 90 и 25 °С
соответственно составляет 42,7 и 6,9 г?
Задания для самостоятельной работы:
1. Вычислите массу гидроксида натрия, необходимую для приготовления 2 л 20%-ного
раствора NaOH .
2. Какой объем воды необходимо прибавить к 200 мл 68%-ного раствора серной кислоты,
чтобы получить 10%-ный раствор кислоты?
3. Определите молярную концентрацию раствора серной кислоты, который получится, если
к 100 мл 96%-ной серной кислоты прибавить 400 мл воды.
4. Кислота в автомобильном аккумуляторе (раствор серной кислоты) имеет плотность 1,2
г/см3. Какова массовая доля H2SO4 в этом растворе? Сколько миллилитров 96%-ной
серной кислоты нужно взять для приготовления 1 л аккумуляторной кислоты?
5. Каково содержание (в массовых долях) NaOH в его растворе концентрацией 2 моль/л?
6. Коэффициент растворимости СаС12 в воде при 100 °С равен 159 г на 100 г Н2О. Какая
масса хлорида кальция при этой температуре содержится в 1,35 кг раствора?
7. Определите массовую долю СоС12 и растворимость хлорида кобальта, если 500 г его
раствора при 20 °С содержат 173 г соли.
8. Растворимость CuSO4 при 20 и 100 °С равна соответственно 20,2 и 77 г. Какая масса
сульфата меди выпадет в осадок, если охладить 825 г раствора от 100 до 20 °С?
9. Определите массу карбоната калия, выпавшего в осадок из 770 г насыщенного при 100 °С
раствора и охлажденного до 0 °С, если в 100 г растворителя при 100 °С содержится 155
г соли, а при 0 °С 111 г К2СО3.
10. Какой объем надо взять, чтобы растворить 250 г хлора при 10 °С и давлении 1,5105Па? Растворимость хлора при 10 °С и давлении 1,0133-105 Па составляет 3,Н8
м3 на 1 м3 воды.
Литература:
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Практическое занятие № 5 (2 ч.)
Тема: Окислительно-восстановительные реакции. Методы электронного и
электронно-ионного баланса. Электролиз
Окислительно-восстановительные реакции
План:
1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР):
 межмолекулярная;
 внутримолекулярная;
 реакция диспропорционирования
2. Роль среды в ОВР: разбор примеров ОВР и подборе коэффициентов уравнений методами
электронного и электронно-ионного баланса:
1. Аg + HNO3, конц. →
32
Аg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, конц. →
Mg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, очень разб. →
2. NaOH +S = Na2S+Na2SO3
BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2
Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O
FeSO4 + KMnO4+H2SO4 = Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 + H2O
Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 +Cr2(SO4)3 + H2O
Вопросы для обсуждения:
1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
2. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
3. Окислительно-восстановительные реакции в мониторинге и защите
среды.
окружающей
Задания для самостоятельной работы:
Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, и
подобрать необходимые коэффициенты методом ионно-электронного баланса.
1) MnO4- +H+ +NaCl → Cl2 + Mn2+ +H2O +…
2) Cr(OH)4)- + Br2 + OH- → CrO42- +Br- +H2O+ …
3) Cr3+ + S2O82- + H2O → Cr2O72- + SO42- +H+ + …
4) NaOH +S → Na2S +Na2SO3 + ....
5) AgCl + Mn2+ +OH- → Ag+ MnO(OH)2 + Cl- + H2O
6) SnCl2 +H2O2 +H+ +Cl- → SnCl4 + H2O+....
Электролиз
План:
1. Электролиз как разновидность окислительно-восстановительных процессов.
2. Электролиз расплавов солей.
3. Электролиз растворов солей.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Какие процессы протекают при электролизе на аноде? на катоде?
2. В чем отличие процессов электролиза с растворимым анодом; с нерастворимым анодом?
4. При электролизе каких растворов солей меняется реакция среды у анода; у катода?
5. Приведите примеры электролиза растворов солей, когда практически не меняется рН
среды.
6. Какие процессы протекают на катоде и аноде при электролизе водного раствора ZnCl2,
если: а) анод угольный; б) анод цинковый?
7. В какой последовательности разряжаются ионы металлов Ni2+, Zn2+, Pb2+, Ag+ при
электролизе водных растворов? Почему?
10. Электролиз раствора CuSO4 производится с медным анодом, содержащим примеси
серебра. Окисляются ли оба металла на аноде? Составьте уравнения процессов,
происходящих на электродах.
11. Можно ли получить любой металл путем электролиза водного раствора его соли?
12. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих при
электролизе следующих веществ с графитовыми электродами:
а) Ca(NO3)2 - раствор;
б) NaOH — раствор;
в) H2SO4 — раствор;
33
г) KNO3 - расплав;
13. Сформулируйте законы Фарадея.
14. Что называется напряжением разложения? Рассчитайте напряжение разложения при
электролизе водного раствора CuCI2. Составьте уравнения процессов, протекающих на
угольных электродах.
15. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77
г металла. Определите молярную массу эквивалента металла.
Задания для самостоятельной работы
1. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих при
электролизе следующих веществ с графитовыми электродами:
а) Ca(NO3)2 - расплав;
б) CuSO4 — раствор.
в) NaOH — расплав;
2. Одинаковы ли будут продукты, выделяющиеся из растворов К2СО3, K2SO4 при
пропускании через них электрического тока?
3. Через растворы КС1 и К3РО4 пропускали ток в течение некоторого времени. Изменилось
ли при этом количество соли в данных растворах?
4. Какие процессы происходят на катоде и аноде при электролизе раствора NaNO3, если оба
электрода сделаны из цинка?
5. Через раствор FeCl2 пропускали ток силой 3 А в течение 10 мин, а через раствор FeCl3 —
ток силой 5 А в течение 6 мин. В каком случае выделилось больше железа? Ответ обоснуйте.
6. При электролизе расплава NaCl на аноде выделилось 280 см3 хлора, измеренного при
нормальных условиях. Определите массу натрия, выделившегося на катоде.
7.Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч.
Вычислите массу разложившейся воды и объем выделившихся кислорода и водорода
(условия нормальные).
Литература:
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
3. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
Модуль 2 «Неорганическая химия»
Практическое занятие № 6 (2 ч.)
ТЕМА: НЕМЕТАЛЛЫ.
Водород. Кислород. Галогены. Сера.
План:
1.Водород в природе. Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.
Физические и химические свойства водорода. Применение водорода.
2. Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение.
3.Кислород в природе. Характеристика состава воздуха. Получение, физические и
химические свойства кислорода. Озон.
4.Физические и химические свойства серы. Применение серы. Сероводород, получение,
физические и химические свойства, применение. Сульфиды.
5. Оксиды серы. Сернистая кислота. Серная кислота. Физические и химические свойства.
Получение и применение.
6. Галогены, их соединения, состав, свойства.
34
7. Кислородсодержащие соединения галогенов. Физические и химические свойства.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1.
Какие вещества называют аллотропными видоизменениями,
аллотропные
видоизменения кислорода и серы вам известны? Можно ли считать химической реакцией
превращение одного аллотропного видоизменения в другое?
2. В чем выражается участие кислорода и галогенов в окислительно-восстановительных
реакциях?
4. Перечислите лабораторные способы получения кислорода, водорода.
5. Почему наблюдается резкое различие в свойствах воды и пероксида водорода? Объясните,
в каких случаях пероксид водорода может проявлять окислительные и в каких восстановительные свойства.
6.Какие соединения серы могут вести себя в химических реакциях как восстановители?
Какие соединения серы могут вести себя в реакциях как окислители?
8. Можно ли сероводородную воду назвать сероводородной кислотой? Почему?
Можно ли хлороводород назвать кислотой? Почему?
9. Почему оксид серы (IV) и сернистая кислота могут проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства?
10. Перечислите способы получения (лабораторные и промышленные методы) галогенов.
11. Закончите уравнения реакций:
F2 + KCl =
Cl2 + KI =
F2 + NaBr =
Br2 + KI =
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Расчетные задачи:
13. Смесь азота и кислорода имеет относительную плотность по водороду 15,5.
Вычислите молярную долю кислорода в смеси.
Задания для самостоятельной работы:
1. Даны вещества H2, O2, Zn, HCl, CuO. Составьте уравнения пяти реакций возможного
взаимодействия этих веществ друг с другом.
2. Какую роль – окислителя или восстановителя – играет H2O2 в следующей реакции:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
Составьте уравнения методом электронного баланса.
3. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
NH3
KOH → H2 → KH → H2 → HCl → H2
CH3OH.
4. К оксиду серы (IV), массой 3,2 г, добавили кислород, массой 2,4 г. Вычислите
объемную долю оксида серы в полученной газовой смеси.
5. В соляной кислоте растворили магний, массой 6 г, и цинк, массой 6,5 г. Определите
объем водорода, измеренный при н.у., который выделится при этом.
6. Осуществить превращения:
а) S → SO2 → H2SO3 → Na2SO3 → SO2 → S
б) H2SO4 → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → NaCl
7. Газовая смесь состоит из кислорода (2,24 л) и оксида серы (IV) (3,36 л). Объемы
газов приведены к н.у. Рассчитайте массу смеси.
8. Плотность галогеноводорода по воздуху равна 4,41. Определите плотность этого газа
по водороду и назовите его.
Литература
35
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической
химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец.
Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
Азот. Фосфор. Углерод.
План:
1. Получение и свойства азота. Аммиак. Соли аммония.
2. Оксиды азота. Азотистая кислота, химические свойства, получение применение. Нитриты.
Азотная кислота, химические свойства, получение применение. Нитраты.
3. Получение и свойства фосфора. Соединения фосфора с водородом и галогенами.
4. Оксиды и кислоты фосфора.
5. Углерод в природе. Аллотропные модификации углерода. Химические свойства углерода.
Карбиды.
6. Диоксид углерода, угольная кислота, их получение и химические свойства.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте химические свойства азота.
2. Перечислите способы получения аммиака и солей аммония, напишите соответствующих
уравнения химических реакций.
3. Охарактеризуйте химические свойства азотистой кислоты,
напишите уравнения
соответствующих химических реакций.
4. Перечислите химические свойства разбавленной и концентрированной азотной кислоты
5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
P → P2O5 → H3PO4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2.
6. Вычислите массовую долю углерода в карбонате натрия и гидрокарбонате натрия.
7. Объясните сущность гидролиза силиката натрия. Составьте уравнение реакции в
молекулярной и ионных формах.
8. Сравнить гидролиз силикатов с гидролизом карбонатов, если обнаружится сходство, объяснить его.
Расчетные задачи:
9. Вычислите объем азота (н.у.), который может прореагировать с магнием, массой 3 г.
10. Рассчитайте массу аммиака, который потребуется для получения азотной кислоты,
массой 3,15 т. Производственные потери веществ составляют 15%.
11. В суперфосфате массовая доля оксида фосфора (V) составляет 25%. Рассчитайте
массовую долю Ca(H2PO4)2 в этом удобрении.
Задания для самостоятельной работы:
1. Допишите схемы реакций и составьте уравнения по методу электронного баланса
а) С + HNO3 (конц.) → CO2 + …
б) Ag + HNO3 (разб.) →…
в) Fe + HNO3 (разб.) →…
2. Определите массовую долю оксида фосфора (V) в преципитате CaHPO4·2H2O
3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
36
Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3.
4. Смесь кремния и угля массой 5 г обработали концентрированным раствором щелочи
при нагревании (щелочь в избытке). В результате реакции выделился водород
объемом 2,8 л (н.у.). Вычислите массовую долю углерода в этой смеси.
5. Какой объем аммиака может быть получен при взаимодействии с натронной известью
20 г хлорида аммония, содержащего 10% примесей?
6. Сколько хлорида аммония и гидроксида кальция (в г) потребуется для получения 8 л
аммиака, если выход последнего равен 80% от теоретического?
7. Какова процентная концентрация раствора аммиака, если в 106 г воды растворено 44,8 л
аммиака?
8. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 20 мл 10% раствора едкого
натра при условии образования кислой соли.
9. Какая соль и в каком количестве образуется при пропускании 5,6 л СО2 через 200 г 5%
раствора едкого натра?
10. В раствор гидроксида калия (масса растворенного KOH равна 14 г пропустили
оксид углерода (IV), объемом 2,8 л (н.у.). Какая соль образуется при этом?
Определить массу соли в полученном растворе.
Литература
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической
химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец.
Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
Практическое занятие №7 (2 ч.)
ТЕМА: СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.
План:
1. Электронное строение металлов. Кристаллическое строение металлов.
2. Физические и химические свойства металлов.
3.Получение металлов. Сплавы.
4.Щелочные металлы.
5.Магний, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
6. Кальций, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
7. Алюминий и хром, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
8. Железо, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте электронное строение металлов.
2. Напишите электронную формулу натрия, кальция, алюминия, меди, железа.
3. Охарактеризуйте типичные химические свойства металлов.
4. Сделайте вывод об отношении меди к концентрированным и разбавленным кислотам в
связи с ее положением в электрохимическом ряду напряжений.
5. Можно ли гидроксокарбонат меди (II) перевести снова в сульфат меди (II), напишите
37
уравнение этой реакции.
6. Напишите уравнения реакции, характеризующих химические свойства щелочных
металлов.
7.Сравните строение и химическую активность магния, кальция, алюминия.
8.Охарактеризуйте химические свойства магния.
9.Охарактеризуйте химические свойства кальция.
10.Какие соединения называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?
11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
Na → NaOH → NaCl → NaOH → Na.
12. Почему для получения карбоната цинка реакцией обмена используют не карбонат натрия,
а гидрокарбонат?
Расчетные задачи:
13. Серебро, массой 5,4 г, растворили в концентрированной азотной кислоте. К
полученному раствору прилили избыток раствора бромида натрия. Рассчитайте
массу образовавшегося осадка.
14. Вычислите объем соляной кислоты (массовая доля HCl 20%, плотность 1,1 г/мл),
которая потребуется для растворения смеси цинка и никеля, массой 9,8 г (массовая
доля никеля в смеси 60,2%).
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите уравнения реакций, протекающих при электролизе водного раствора и расплава
бромида калия. Какие вещества можно получить при этом?
2. Допишите схемы тех реакций, которые протекают практически до конца:
а) Li + H2O →
б) NaOH (изб.) + H3PO4 →
в) Na2O + SO2 →
г) NaOH + BaCl2 →
д) LiOH + CuSO4 →
3. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения:
KCl → KOH → KHS → K2S → KNO3.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
4. Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия, а для получения чистого
железа используют электролиз водного раствора сульфата железа (II). Напишите
уравнения реакций, протекающих при этих процессах.
5. При взаимодействии щелочного металла, массой 4,6 г, с йодом образуется иодид,
массой 30 г. Какой щелочной металл был взят для реакции?
6. Сколько технического цинка, содержащего 4% примесей, и сколько 30% соляной
кислоты потребуется для приготовления 50 кг 45% раствора хлорида цинка?
7. Сколько цинка и серной кислоты можно получить из 1 т цинковой обманки, содержащей
85% сульфида цинка?
8. Какой должна быть реакция среды в растворе нитрата меди (II)?
9. Как осуществить следующие превращения, напишите уравнения реакций:
А)
В)
38
10. Осуществите превращения:
Литература
1. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической
химии.- М.: Академия,1999.-360с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец.
Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
5. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
Модуль 4 «Органическая химия»
Практическое занятие № 8 (2 ч.)
ТЕМА: ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
План:
1. Классификация органических соединений. Особенности строения атома углерода,
основные функциональные группы.
2. Типы гибридизации атома углерода, возможные степени окисления. Валентность.
3. Номенклатура органических соединений: историческая, рациональная, ИЮПАК.
Основные правила составления названий органических веществ.
4..Общая классификация углеводородов (УВ)
5. Химические свойства углеводородов:
 реакции замещения (галогенирование, нитрование, сульфирование);
 реакции окисления;
 термические
превращения
(крекинг,
дегидрирование,
дегидроциклизация,
изомеризация);
 реакции присоединения Н2, галогенов + Hal, галогеноводородов + Hal, гидратация +
Н2О;
 реакции полимеризации
6. Ароматические углеводороды. Бензол и толуол, сравнение их реакционной
способности;
7. Кислородсодержащие органические соединения как производные углаводородов,
содержащие кислород в функциональных группах:
а) у спиртов R- (OH)m; одно- и многоатомных
у фенолов
39
- (ОН)n
C
б) у альдегидов -R
ОН
в) у карбоновых кислот R – COOH
О
г) у сложных эфиров –R1 -С
О – R2
д) углеводы (Сn (H2O)m), альдозы, кетозы
8. Химические свойства соединений этих классов органических соединений.
Качественные реакции на их функциональные группы (уравнения реакций)
Вопросы для обсуждения:
1. Как изменяется агрегатное состояние алканов в гомологическом ряду?
2. Напишите структурные формулы всех возможных изомеров ароматических соединений
общей формулы С10Н14. Назовите их по рациональной номенклатуре и номенклатуре
ИЮПАК
3. Охарактеризуйте состав природных источников углеводородов (нефть, природный газ,
уголь)
4. Назовите области применения метана, этилена, ацетилена.
5. Чем различаются способы получения хлористого бензила и хлорбензола?
6. Охарактеризуйте физические, химические свойства, способы получения и применение
каучуков
7. Охарактеризуйте физические и химические свойства отдельных представителей
кислородсодержащих органических соединений и их применение (этиловый спирт,
формальдегид, фенол, глицерин, уксусная кислота, эфиры, жиры).
8. Как влияют водородные связи на физические свойства спиртов?
9. Охарактеризуйте различия в реакциях полимеризации и поликонденсации у альдегидов.
10. Как можно классифицировать жиры? Функции жиров в организме?
11. Биологическая роль углеводов?
12. Напишите структурные формулы всех изомеров гексилового спирта.
13. Напишите уравнения реакций гидролиза водным раствором гидроксида натрия
следующих соединений: а) 2-хлорбутана; б) 2-хлор-2-метилпентана;
в) 1-хлорпропана.
14. Каким способом можно получить 2-метилпропанол-1 из ацетилена?
15. Приведите уравнения реакций, описывающих превращения:
гексан → бензол → циклогексан → гексан → гексен → гексанол → гексаналь
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите структурные формулы изомеров гептана и назовите их по систематической
номенклатуре.
2. Из каких галогенопроизводных можно получить 2,4-диметилпентан по реакции Вюрца?
3. Приведите механизм галогенирования бензола.
4. Как обнаружить акриловую кислоту в смеси с уксусной кислотой?
5. Какой необходимо взять кетон, чтобы при его окислении получить
40
первые четыре члена гомологического ряда одноосновных
насыщенных карбоновых кислот?
6. Какой объем оксида углерода (IV) (при н. у.) образуется при сжигании 2 моль этана?
7. При сжигании 4,4 г углеводорода образовалось 13,2 г оксида углерода (IV) и 7,2 г воды.
Плотность вещества по водороду равна 22. Найдите молекулярную формулу этого
углеводорода.
8. Вычислите объём этилена, необходимый для получения 30 г этанола.
9. Какой объём CO2 выделится при окислении муравьиной кислоты 10 г перманганата калия?
10. Установите молекулярную формулу углеводорода, 1 моль которого присоединяет 26 г
брома.
Литература:
1. Артёменко А.И. и др. Практикум по органической химии. - М.: Высшая школа, 2001.
2. Артёменко А.И. Органическая химия. - М.: Высшая школа, 2000.
3. Грандберг И.И. Органическая химия. - М.: Дрофа, 2001.
4. Грандберг И.И. Практические работы и семинарские занятия по органической химии.
- М.: Дрофа, 2001.
5. Мень Е.С.Цепочки превращений и примеры синтезов по органической химии.Мурманск: МГПИ, 2001. – 50 с.
6. Мень Е.С.Приложение к учебному пособию «Цепочки превращений и примеры
синтезов по органической химии».- Мурманск: МГПИ , 2001. – 31 с.
1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ
специальность 050201.00 «Математика-физика»,
специальность 050202.00 «Информатика-физика-»,
Модуль1 «Общая химия»
Лабораторная работа № 1(2 ч.)
ТЕМА: ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы — изучить некоторые химические свойства оксидов, гидроксидов, кислот,
солей и условия необратимости реакции между растворами двух веществ.
Опыт 1. Взаимодействие основных оксидов с водой.
Опыт 2. Взаимодействие кислотных оксидов с водой.
Опыт 3. Взаимодействие солей с основаниями. Получение нерастворимых в воде
гидроксидов металлов и определение их характера.
Опыт 4. Взаимодействие кислот с солями.
Опыт 5. Получение средних и кислых солей.
Опыт 6. Получение гидроксида меди (II) и основной соли меди.
Опыт 7. Взаимодействие солей друг с другом.
Контрольные вопросы
1. Какие вещества называются оксидами? Приведите примеры основных, кислотных и
амфотерных оксидов.
2. Как образуются гидроксиды? Какие вещества называются основаниями? кислотами?
3. На примере оксидов и гидроксидов элементов третьего периода объясните изменения их
характера при увеличении порядкового номера элемента.
4. Как определяют кислотность основания? Как определяют основность кислоты?
41
5. Какие вещества называются солями? Назовите различные способы получения солей и
составьте соответствующие уравнения.
6. В чем сходство диссоциации оснований? кислот? Докажите, что оно имеется.
7.
Как образуются нерастворимые в воде основания? Составьте соответствующие
уравнения.
8. Какие гидроксиды называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?
9. Назовите условие необратимости реакции между растворами двух солей.
10. Составьте уравнения реакций:
а) Р2О5+ Са(ОН)2 →
з) FeCI3 + NaOH→
б) ZnO + H3PO4 →
н)СаО + СО2 →
в) Sn(OH)2 + NaOH →
к) SО3 + Са(ОН)2 →
г) Sn(OH)2 + НС1 →
л) Pb(NO3)2 + KCI →
д) NaHCO3 + HC1 →
м) SO2 + Н2О →
е) NaHCO3 + NaOH →
н) MnO + Н2О→
ж) Са(НСО3)2+ NaOH →
о) Mg(OH)2 + СО2 →
11. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы от одного
вещества к другому?
а) Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnO
б) Cu(OH)2 → CuCl2 → ZnCl2→ ZnOHCl→ ZnSO4
в) CO2 → MgCO3 → Mg(HCO3)2 → MgCO3 → MgO
г) С →CО2 → H2CO3 → BaCO3 → BaCl2
д) MgO → MgCl2→ Mg(OH)2 → MgOHNО3 → Mg(NO3)2
Лабораторная работа № 2 (2ч.)
ТЕМА: Определение теплоты нейтрализации
Цели работы — изучить лабораторные способы определения теплового эффекта химической
реакции на примере реакции нейтрализации.
Оборудование и материалы:
1. Калориметрическая ячейка (см. рис.1).
2. Термометр с ценой дел. 0,01°.
3. Мешалка.
4. Весы аналитические.
5. Мерный цилиндр на 100 мл.
Реактивы:
1. NaOH, 1 н р-р;
2. НСl, 1 н р -р; H2SO4; HNO3 ( кислота выбирается по заданию преподавателя).
3. КС1, кристаллич.
1 - стакан
2 – ячейка (300 мл)
3 - термометр
4 - мешалка
5 – деревянная подставка
42
Ход определения:
1. Определение постоянной калориметра.
Постоянная калориметра характеризует теплоемкость системы данной конструкции с учетом
размеров, массы и материала используемой установки.
Для определения постоянной ячейки в нее заливают 200 мл воды и выдерживают ее до
установления температуры окружающей среды. Готовят навеску хлорида калия около 0,05
моль и всыпают соль в воду при перемешивании, следя за изменениями температуры.
Определяют максимальную установившуюся температуру с точностью до 0,01°. Расчет
постоянной калориметра производят по формуле:
К - постоянная калориметра;
Q - теплота растворения KCl для соответствующей концентрации, кДж/моль (берут из
справочника);
VKCl - навеска KCl, моль.
tMAX - максимальная температура раствора после растворения соли;
tНАЧ - температура воды в начале опыта.
2. Определение теплоты нейтрализации.
В стакан калориметра заливают 100 мл NaOH, опускают термометр и мешалку. После
установления постоянной температуры при перемешивании вливают 100 мл 1н НС1 и следят
за подъемом температуры до максимальной. После того как температура начнет снижаться
записывают значение.
Расчет проводят по уравнению:
mЖ- масса жидкости в стакане, г
mЩ , mК - массы взятых щелочи и кислоты соответственно, г
ρЩ , ρК- плотности растворов щелочи и кислоты соответственно (берут из справочника)
tЩ, tK - температура щелочи и кислоты перед сливанием растворов (из опыта).
Сж - теплоемкость жидкости после сливания, принимаемая равной 4,18 • 10-3 кДж/г- град. К постоянная ячейки, определенная в п.1., кДж/град.
Задание:
1. Рассчитать теплоту нейтрализации в кДж/моль.
2. Оформить отчет о работе.
3. Сделать расчет ошибки определения:
43
Лабораторная работа № 3 (2ч.)
ТЕМА: КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Цели работы — изучить скорость химической реакции и ее зависимость от концентрации,
температуры, введения катализатора; выяснить влияние концентрации веществ на сдвиг
химического равновесия.
Оборудование и реактивы: набор пробирок вместимостью 20 см3 с пробками, химический
стакан вместимостью 250 см3, термометр, мерные цилиндры вместимостью 10 см3, водяная
баня, секундомер; растворы: 1 н Na2S2O3, 2 н H2SO4, 0,1 н КМпО4, 0,1 н KNO3, цинк в
гранулах, 0,001 н и концентрированные растворы FeCl3 и KCNS, насыщенный раствор КСl.
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере
взаимодействия раствора тиосульфата натрия с раствором серной кислоты.
Таблица 1
3
Номер Объем V, см
Общий
ОтносиВремя начала Относительная
пробир
объем V, см3 тельная
помутнения скорость
ки
концентра- т, с
реакции
ция Na2S2O3
1/τ, с-1
Na2S2O3 Н2О H2SO4
1
2
3
9
6
3
0
3
6
3
3
3
12
12
12
1
0,67
0,33
На миллиметровой бумаге постройте график зависимости 1/ τ - Cотн(Na2S2O3). Сделайте
вывод о зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3.
Каким должен быть график при идеальном выполнении закона действующих масс?
Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере взаимодействия
тиосульфата натрия с серной кислотой.
Используя правило Вант-Гоффа, рассчитайте значение температурного коэффициента для
данной реакции.
Таблица 2
Номер
Объем V, см3
Общий объем Температура Время начала Относительная
пробирки
V, см3
t/C
помутнения, скорость
τ, с
реакции1/τ, с-1
Na2S2O3 H2SO4
44
1
2
3
5
5
5
5
5
5
10
10
10
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции
Влияние катализатора на скорость реакции изучают на примере реакции восстановления
перманганата калия.
Таблица 3
3
Номер Количество смеси Количество гранул Объем KNO3, см
Время обесцвечивания,
пробир KMnO4+H2SO4, см3 Zn, шт.
τ, с
ки
1
5,5
1
0,5
2
5,5
1
3
5,5
В присутствии катализатора (KNO3) реакции протекают следующим образом:
1. КМО3(катализатор) + Zn + H2SO4= KNO2+ H2O + ZnSO4, или
KNO3 + 2H0(Zn, H2SO4 разб) = KNO2 + H2O
2. 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O + 5KNO3 (катализатор)
Для подтверждения реакционной способности KNO2 прилейте в третью пробирку 0,5 см3 1 н
раствора KNO2. Наблюдайте обесцвечивание раствора. Сделайте вывод о влиянии
катализатора на скорость реакции.
Опыт 4. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие
Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия
изучают на примере взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом калия:
FeCI3 + 3KCNS ↔Fe(CNS)3 + 3KC1
Из реагирующих веществ этой системы Fe(CNS)3 имеет кроваво-красный цвет (разбавленные
растворы KCNS и КС1 бесцветные, раствор FeCl3 слабо окрашен в желтый цвет), поэтому
любое изменение концентрации Fe(CNS)3 отражается на интенсивности окраски раствора.
Это дает возможность наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при
изменении концентрации реагирующих веществ.
Напишите выражение константы равновесия для этой реакции. Объясните изменение цвета
растворов в пробирках исходя из закона действующих масс.
Лабораторная работа № 4 (2ч.)
ТЕМА: ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ
Цели работы — приготовление растворов кислот и солей различной концентрации.
Приборы и реактивы: весы, ареометр для жидкостей тяжелее воды, ступка с пестиком,
мерная колба емкостью 250мл, мерные цилиндры 50 и 250мл, цилиндр высокий узкий,
стаканы 100мл (2 шт.) и 300мл (1шт.), воронка, стеклянная палочка, ложки (2шт), банки для
сливания растворов; хлорид бария (тв.), карбонат натрия (кристалл.), растворы: серная
кислота (пл. 1,84), соляная кислота (пл. 1,19), гидроксид натрия (40%).
Опыт 1. Приготовление растворов процентной концентрации.
Задание. Приготовить 200г 5-%- ного раствора карбоната натрия из кристаллической соды
Na2CO3 . 10 Н2О и воды.
45
Вычислить, какое количество Na2СОз . 10 Н2О требуется для приготовления 200г 5-%-ного
раствора в расчете на безводную соль Nа2СОз.
Отвесить это количество измельченной соды в предварительно взвешенном стаканчике на
технохимических весах с точностью до 0,01г.
Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мерным
цилиндром этот объем воды.
Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль.
* Вылить раствор в сухой высокий узкий цилиндр и опустить в него ареометр так, чтобы он
не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпадает с уровнем жидкости
в цилиндре, произведя расчет по шкале сверху вниз. ( Ареометр промыть водой, осторожно
вытереть досуха и сдать лаборанту).
Раствор вылить в приготовленную склянку.
Задание. Рассчитать молярность приготовленного
плотность.
раствора,
используя
найденную
Опыт 2. Приготовление молярных растворов.
Задание. Приготовить 250мл 1М раствора соляной (серной) кислоты из раствора,
имеющегося в лаборатории.
Определить ареометром плотность раствора кислоты.
По найденной плотности, определить процентную концентрацию данного раствора,
вычислить навеску, а затем объем этого раствора, необходимый для приготовления заданного
раствора.
Налить в мерную колбу 250мл около половины её объема воды и влить в неё ( в случае
серной кислоты -тонкой струей, осторожно!) через воронку вычисленный объём раствора
кислоты, отмеренный цилиндром. Осторожно перемешать полученный раствор и охладить
его до комнатной температуры. Долить колбу водой до метки, закрыть пробкой и хорошо
перемешать.
* Вылить полученный раствор в сухой высокий цилиндр, определить ареометром его
плотность и затем вылить в приготовленную склянку.
Задание. Вычислить процентную и молярную концентрации, сравнить вычисленную
молярность с заданной, установить точность выполнения опыта.
Лабораторная работа № 5 (2 ч.)
ТЕМА: РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цели работы — изучить особенности протекания химических процессов в растворах
электролитов.
Приборы и реактивы: штатив с пробирками, шпатель; растворы: сульфат натрия Na2SO4,
сульфат калия K2SO4, сульфат цинка ZnSО4, хлорид бария ВаСl2, гидроксид натрия NaOH,
соляная кислота НС1, карбонат натрия Na2 СО3, карбонат калия К2СО3, хлорид цинка
ZnСl2, мрамор СаСОз, фенолфталеин, образцы растворов в пронумерованных пробирках,
индикаторная бумага.
Опыт 1. Реакции, идущие с образованием нерастворимых и труднорастворимых
веществ.
46
Опыт 2. Реакции, идущие с образованием слабого электролита.
Опыт 3. Реакции, протекающие с образованием малодиссоциирующих веществ.
Опыт 4. Реакции, идущие с образованием летучего соединения.
Задание. Заполните таблицу. Объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения реакций
молекулярном и ионном виде.
№
Название опыта
Наблюдения
Уравнения
реакций
Выводы:
Контрольные вопросы
1. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от
растворов неэлектролитов?
2. Какими условиями определяется возможность электролитической диссоциации вещества?
Какая величина характеризует ионизирующую способность растворителя? Покажите
механизм распада частиц растворенного вещества на ионы.
3. Какие величины являются количественной характеристикой процесса электролитической
диссоциации? Дайте их определения. Какую из них называют постоянной величиной и
почему?
4. На какие группы условно разделяются электролиты по степени диссоциации? Приведите
примеры представителей этих групп.
5. Как и почему на степень диссоциации слабого электролита влияют введение в его раствор
одноименного иона и разбавление раствора?
6. Как способность электролитов к диссоциации зависит от вида химической связи?
7. Концентрация каких ионов в растворах солей KHSO3 и КН2РО4 больше и каких меньше?
8. Какие гидроксиды называются амфотерными?
9. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
a) AI2(SO4)3 + Pb(NO3)2 →
6) ZnS + HCl →
в) Fe(OH)3+ HNO3 →
г) HCN + NaOH →
д) Сu (ОН)2 +Na2S→
e) Cu(OH)2 + H2S →
10. Составьте молекулярные уравнения к следующим ионно-молекулярным уравнениям:
а) Рb2+ + 2I-→
г) HCN + ОН-→
б) Са2+ + СО3 2-→
д) Сu2+ + 2ОН-→
+
в) NH4OH + Н →
е) CN- + Н+ →
Лабораторная работа № 6
(2ч.)
ТЕМА: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цели работы — изучить окислительно-восстановительную способность металлов и их
ионов.
Опыт 1. Окислительно-восстановительная способность металлов и их ионов.
47
Опыт 2. Окислительные свойства иона Fe3+ .
Опыт 3. Восстановительные свойства иона Fe2+ .
Опыт 4. Окисление ионов Сг3+ пероксидом водорода.
Опыт 5. Окисление ионов Fe2+ ионами МnО4- .
Задание: составить для всех реакций окислительные и восстановительные полуреакции;
рассчитать ЭДС, ∆G° и константу равновесия реакций, используя стандартные электродные.
Контрольные вопросы
1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР).
2. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
3. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
4. Роль среды в ОВР.
5. Подберите коэффициенты в уравнениях химических методами электронного и
электронно-ионного баланса:
а) Аg + HNO3, конц. →
Аg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, конц. →
Mg + HNO3, разб. →
Mg + HNO3, очень разб. →
б) NaOH +S = Na2S+Na2SO3
BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2
Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O
FeSO4 + KMnO4+H2SO4 = Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 + H2O
Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 +Cr2(SO4)3 + H2O
Модуль 3 «Аналитическая химия»
Лабораторная работа №7
ТЕМА: КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ КАТИОНОВ ПЕРВОЙ ГРУППЫ.
Цель работы: изучить особенности поведения качественного анализа катионов.
К первой ( хлоридной ) группе относятся катионы Ag+, Pb+2, Hg2+2. Групповым
реактивом является 2Н раствор хлороводородной кислоты. С ионами хлора катионы группы
образуют белые осадки хлоридов AgCI, PbСl, НgСl и таким образом отделяются от сложной
смеси катионов.
1.1 Общая характеристика первой группы катионов.
1.1.1Степень окисления элементов.
Серебро ( 4d10 5S1) во всех соединениях имеет степень окисления I. Ион Ag+ является
довольно сильным окислителем и может восстановиться до свободного серебра. Галогениды
серебра светочувствительны. Если осадок AgCl длительное время стоит на свету, то
постепенно темнеет, т.к образуется металлическое серебро.
Об этом свойстве AgCl надо помнить во время анализа.
Свинец ( 6S26Р2 ) может иметь степень окисления +2 и +4. Но в ходе анализа
48
приходится встречаться только с соединениями свинца ( II ).
В ионе Hg2 - ртуть двухвалентна, а степень окисления её равна +l. Этот ион имеет
состав -Hg-Hg-, поэтому в формулах индексы при химических знаках на два сокращать
нельзя. Ион ртути (I) легко вступает в реакции диспропорционирования ( в щелочной среде ):
Hg2+2+ 2e = 2Hg0
Hg2+2 - 2e = 2Hg+2,
т.е. образуется металлическая ртуть и ион Hg+2 .
Ионы ртути (I) являются сильными окислителями, что используется в анализе для их
открытия в смеси катионов первой группы.
1.1.2 Свойства гидроксидов.
Гидроксиды серебра и ртути (I) неустойчивы при обычных условиях и в момент
образования распадаются на соответствующий оксид и воду:
2Ag++ 2ОН- = Ag2O↓+ Н2О темно-бурый
Hg2+2+ 2ОН- = Hg2O↓+ Н2О черный
Эти оксиды имеют основные свойства и в избытке щёлочи не растворяются. Гидроксид
свинца имеет амфотерные свойства, в избытке щелочи растворяется:
Pb+2+ 2ОН- = Pb(ОН)2 - белый осадок
Pb(ОН)2 +2ОН- = [Рb(ОН)4]+2 ~ -(тетрагидроксоплюмбат (П)-ион)-бесцветный раствор.
1.1.3 Гидролиз солей.
Соли серебра и сильных кислот имеют нейтральную реакцию: гидролизу не
подвергаются.
Соли ртути (1) и свинца имеют кислую реакцию в результате гидролиза по катиону:
Pb+2 + Н2О ~ PbОН+ +Н+
Особенно сильно подвергаются гидролизу соли ртути
1.1.4 Комплексообразование.
Серебро является d-элементом, и ион его легко вступает в комплексообразование с
различными лигандами. В ходе анализа получают комплекс: Ag+ с аммиаком - аммиакат
серебра. Он получается при действии избытка раствора аммиака на нитрат серебра, хлорид
серебра и его оксид, например:
AgCI + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2Н2О
Ион диамминсеребра устойчив только в аммиачной среде и разлагается с выпадением
белого осадка AgCl при подкислении азотной кислотой:
Сl-+ [Аg(NH3)3]+ + 2Н+ = AgCl↓+ 2NH4+
Эти реакции используют в анализе для отделения иона серебра из сложной смеси
катионов и открытия его. Свинец является р-элементом и образует комплекс с
гидроксидионом в сильнощелочной среде. Ртуть (I) (d— элемент) образует комплексы с
ионом йода и аммиаком. При этом происходят реакции диспропорционирования образуются комплексы ртути (П), в виде чёрного осадка выпадает металлическая ртуть:
Hg2+2 + 4I- = [HgJ4]-2+Hg↓
Hg2Cl2 + 2NH4OH=[Hg2NH2]Cl + 2H2O + NH4Cl
[Hg2NH2]Cl = Hg↓ + [HgNH2]Cl
Все катионы первой группы бесцветны.
1.2 Техника безопасности.
Соединения свинца (особенно ртути) сильно ядовиты, а также ядовиты пары
металлической ртути. В процессе работы все растворы, содержащие соединения ртути,
сливать в специальный слив. После работы тщательно мыть руки с мылом. Не принимать
49
пищу в лаборатории.
1.3 Общие реакции на катионы (I) группы.
Проделать реакции с каждым катионом первой группы и реактивами, согласно
таблицам 1,2. Написать уравнения реакций, указать, что выпадает в осадок, какого цвета
осадки и растворы. Для выполнения каждой реакции нужно брать в пробирку по 2-3 капли
раствора соли данного катиона и приливать столько же капель реактива. Если необходим
избыток реактива, то его нужно прибавить вдвое больше.
Хлориды первой группы оставить для следующих опытов.
Таблица 1
Реактив
2н HCl
NaOH
NaOH
NH4OH
Условия
проведения
реакции
Катионы
Ag+
Pb+2
Hg2+2
AgCl
Ag2O↓
Ag2O ↓
[Ag (NH3)2]+
PbCl2 ↓
Pb(OH)2 ↓
[Pb(OH)4]-2
Pb(OH)2 ↓
Hg2Cl2
Hg2O ↓
Hg2O ↓
[Hg2ONH2]NO3
Таблица 2
Реактив
AgCl
PbCl2
+
Избыток NH3
[Ag(NH3)2]
Pb(OH)2 ↓
Аммиакат серебра оставить для следующей реакции.
Hg2Cl2
[HgNH2]Cl + Hg ↓
l.4 Специфические реакции катионов первой группы.
Реакции
Pb2+ - ионов
1. На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю
разбавленного раствора иодида калия. В присутствии свинца образуется жёлтый осадок,
который растворяется при нагревании, а также в избытке иодида калия:
Pb2+ + 2 I- →
PbI2 
PbI2
+H+ + 2 I - → H2 [PbI4 ]
2. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю
раствора хромата калия K2CrO4 . Образуется жёлтый осадок:
Pb2+ + CrO4 2→ PbCrO4  .
3. К нескольким каплям анализируемого раствора прибавляют раствор серной кислоты. В
присутствии ионов свинца образуется белый осадок:
Pb2+
+ SO42- → PbSO4 .
4. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю
концентрированной азотной кислоты и над асбестовой сеткой выпаривают досуха.
Хлорид свинца превращается в нитрат. Сухой остаток смачивают каплей азотной кислоты и
добавляют кристаллик тиомочевины. Образуются длинные тонкие иглы,
которые под
микроскопом кажутся тёмными из-за большого коэффициента преломления света.
Реакции Ag+ - ионов
1. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра прибавляют каплю
концентрированной азотной кислоты. Выпадает белый творожистый осадок:
 Ag( NH3 )2 + + Cl- + 2 H+ → AgCl + NH4+ .
2. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра добавляют 1 каплю
1%-го раствора иодида калия . Выпадает жёлтый осадок:
50
 Ag(NH 3)2 +
+ I - → AgI  + 2 NH3 
3. В двух углублениях капельной пластинки помещают по одной капле 0,1%-го раствора
сульфата марганца и 0,1 н раствора перманганата калия. Протекает реакция
диспропорционирования:
2 MnO4- + 2 H2O +3 e- → MnO2 + 4 OH Eo = 0,60 V
3 Mn2+ + 2 H2O - 2 e- → MnO2 + 4 H+
Eo = -1,23 V
__________________________________________________________
3 Mn2+ + 2 MnO4- + 10 H2O → 5 MnO2 + 8 H2O + 4H +
( 8 OH - + 8 H+ )
3 MnSO4 + 2 KMnO4 + 2 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4 .
Затем в каждое углубление добавляют по одной капле концентрированной соляной кислоты
и в одно из углублений каплю аммиачного раствора серебра.Образующийся хлорид серебра
ускоряет реакцию восстановления Mn (IV) до Mn(II) :
MnO2 + 4 HCl
= MnCl2 + 2 H2O + Cl 2 .
При этом наблюдается обесцвечивание раствора , которое происходит тем быстрее, чем
больше в добавленной капле серебра.
4. В пробирку наливают 4-5 мл 2%-го раствора нитрата серебра, добавляют несколько капель
5-8%-го водного раствора аммиака. К полученному аммиачному раствору оксида серебра
приливают несколько капель альдегида. Осторожно нагревают.
На стенках пробирки откладывается зеркальный налёт серебра:
(0)
(+2)
2 Ag (NH3)2 OH+ H--C= O → 2 Ag  + HCOONH4 + 3 NH3 + H2O .
H
(В скобках показаны степени окисления углерода в альдегиде и в кислоте).
Реакции
Hg22+ - ионов
1. Помещают на капельную пластинку по одной капле анализируемого раствора (при рН=7) ,
азотной кислоты и дифенилкарбазида. В присутствии солей ртути (I) или (II) выпадает синий
осадок или появляется синее окрашивание раствора.
2. К капле анализируемого раствора добавляют хромат калия. В присутствии Hg выпадает
осадок красного цвета:
Hg2 (NO3 )2
+ K2 CrO4 → Hg 2CrO4 + 2 KNO3
3. К капле анализируемого раствора добавляют кристаллик иодата калия. Образуется
жёлтый осадок иодата закисной ртути:
Hg2 (NO3 ) 2 + 2KJO3
→ Hg2 (JO3 )2  + 2 KNO3
4. Ионы Hg22+ образуют белые осадки с оксалат- и фосфат-ионами состава:
Hg2C2O4 и (Hg2)3(PO4)2 .
1.5 Анализ смеси катионов первой группы.
К смеси катионов первой группы прилить по каплям соляную кислоту до полного
осаждения AgCI, PbCI2, H2CI2. Осадок отделить от раствора центрифугированием.
Отделение AgCI и открытие иона Нg2+2.
К осадку хлоридов прилить раствор аммиака, перемешать. Отделить осадок от раствора
центрифугированием. Если осадок при добавлении аммиака потемнел, то значит,
присутствует ион ртути (I) (осадок сохранить).
К полученному в 1.5.2 центрифугату прибавить по каплям азотную кислоту до рН<5. В
присутствии ионов серебра выпадает белая муть или осадок AgCI.
К осадку, полученному в 1.5.2, прилить концентрированной щелочи, перемешать при
нагревании, центрифугировать. Слить раствор в чистую пробирку, прибавить к нему 1 каплю
K2CrO4 и азотную кислоту до рН = 7÷5 . Выпадение жёлтого осадка PbCO4 указывает на
51
наличие и она свинца.
Контрольные вопросы
1. Почему осадок хлоридов промывают не водой, а раствором кислоты?
2. Как можно разрушить аммиакатный комплекс серебра?
3. Как можно отделить свинец от серебра и ртути в смеси хлоридов без кипячения в воде?
4. Приведите характерные реакции на катион Hg22+ .
5. Почему при осаждении иодида серебра раствор можно не подкислять?
6. Как протекает диспропорционирование иона Hg22+ ?
7. Какие реактивы, кроме аммиака, можно использовать для разделения ионов Hg22+ и Ag+
?
8. Что такое произведение растворимости и как оно связано с растворимостью вещества?
9. Как влияет на растворимость введение постороннего электролита:
а) имеющего общий ион с растворённым веществом;
б) не имеющего общего иона?
10. Какой из катионов ртути более токсичен Hg22+ или Hg2+?
Лабораторная работа №8 (2ч.)
Тема: Определение кристаллизационной воды в
кристаллогидрате хлорида бария.
Вещества,
содержащие
кристаллизационную
воду,
называются
кристаллогидратами. Количество кристаллизационной воды в кристаллогидрате
каждого вещества строго определенно. Некоторые кристаллогидраты могут
выветриваться и частично терять кристаллизационную воду при хранении в сухом
воздухе, другие кристаллы могут расплываться, поглощая воду из влажного воздуха.
Кристаллогидраты хранятся в банках с притертыми пробками. Для определения
содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате необходимо установить по
справочнику, при какой температуре это вещество теряет кристаллизационную воду, и
именно при этой температуре необходимо удалять ее.
Содержание кристаллизационной воды в BaCl2*2H2 O определяют при 120- 125
о
С.
Перед определением бюкс необходимо хорошо вымыть, высушить, а затем
поместить с крышкой, поставленной на ребро, в сушильный шкаф при 120-125 оС на 30 40мин.
Горячий бюкс с крышкой охлаждают в эксикаторе 15 - 20 мин, затем бюкс с
крышкой взвешивают на аналитических весах и результаты заносят в рабочий журнал.
После взвешивания бюкс с крышкой снова помещают в сушильный шкаф на 1020 мин .при той же температуре. Охладив бюкс с крышкой в эксикаторе, его вновь
взвешивают и результат записывают в рабочий журнал. Если масса бюкса не изменится
или изменится не более чем на 0,0002 г, высушивание считают законченным.
В высушенный и взвешенный бюкс помещают 2-3 г кристаллического хлорида
бария, взвешивают и записывают массу бюкса с веществом в журнал.
Открытый бюкс вместе с крышкой ставят в сушильный шкаф на 90-120 мин. и
сушат при 120-125 оС. При более высоких температурах BaCl2 разлагается, а при более
низких - удалится вся кристаллизационная вода. Затем бюкс закрывают, охлаждают в
эксикаторе, взвешивают и результат записывают в рабочий журнал.
Повторяют высушивание при тех же условиях в течение 30 мин. Затем бюкс
52
охлаждают в эксикаторе и снова взвешивают. Эту операцию повторяют до тех пор, пока
масса бюкса с хлоридом бария не станет постоянной (разница не более 0,0002 г).
Пример записи результатов опыта
Дата.
Название работы: «Определение содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате
хлорида бария».
Масса бюкса после первого взвешивания
20,2330 г
Масса бюкса после второго взвешивания
20,2328 г
Окончательная масса бюкса
20,2328 г
Масса бюкса с навеской
23,6508 г
Масса хлорида бария
3,1480 г
Масса бюкса с навеской после первого высушивания 23,1468 г
Масса бюкса с навеской после второго высушивания 23,1463 г
Масса бюкса с навеской после третьего высушивания 23,1462 г
Окончательная масса бюкса с хлоридом бария
23,1462 г
3.2.Расчет
Масса кристаллизационной воды в навеске хлорида бария: 23,6508- 23,1462=0,5046 г. Для
вычисления содержания кристаллизационной воды (х) в процентах составим пропорцию:
В 3,4180г навески содержится 0,5046г воды
В 100г навески содержится x г воды.
0,5046⋅ 100
= 14,76 .
Отсюда X= 3,148
Полученный результат сравнивают с теоретическим содержанием кристаллизационной воды,
рассчитанной по химической формуле BaCl2*Н2 0.
Молекулярная масса BaCl2* H2 0
244,2
Молекулярная масса Н2 0
18,015
Для вычисления составляют пропорцию:
В 244,28 г х.ч. ВаСl2*2H2 O содержится
36,03 г Н2 О
В 100 г х.ч. ВаСl2*2Н2 О содержится х г Н2 О
Отсюда
36,03⋅ 100
= 14,76%.
X= 244,23
Если результаты анализа сравнить с теоретически вычисленным количеством воды для
BaCl2*2Н2 О, то можно посчитать абсолютную ошибку определения:
D = 14,76 - 14,75 = 0,01%.
Относительную ошибку (D0) в процентах вычисляют из следующей пропорции:
14,75 - 0,01
100 – D0
Отсюда
53
100⋅ 0,01
= 0,07%.
D0= 14,75
Модуль 3 «Органическая химия»
Лабораторная работа № 9 (2ч.)
ТЕМА :АЛИФАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ.
Цель работы: изучить способы получения и химические свойства предельных
углеводородов.
Приборы и реактивы: ступки с пестиками, шпатели, пробирки, пробки с
газоотводными трубками, штативы, пробиркодержатели, спиртовки, этиловый спирт,
гексан, ацетат натрия, гидроксид кальция, гидрокарбонат натрия, гидроксид натрия, карбид
кальция, раствор брома в тетрахлорметане, водный раствор перманганата калия, водный
раствор аммиака, водный раствор нитрата серебра, бромная вода, песок или пемза.
Опыт 1. Получение метана. В ступке растирают 2 г безводного уксуснокислого
натрия с двойным количеством измельченной натронной извести. Смесь помещают в сухую
пробирку и закрывают пробкой с газоотводной трубкой.
Пробирку укрепляют горизонтально в лапке штатива и сначала осторожно, затем
сильно подогревают. Из пробирки через газоотводную трубку сначала выходит
расширяющийся при нагревании и вытесняемый газом воздух, а затем выделяющийся метан:
CH3COONa + NaOH  CH4 + Na2CO3
Чтобы убедиться в том, что метан является представителем предельных
углеводородов, трудно выступающих в химические реакции, газоотводную трубку
поочередно ненадолго опускают в пробирку с бромной водой и раствором
марганцовокислого калия, пропуская через них метан. В обоих случаях обесцвечивания
раствором не наблюдается. Затем, не прекращая нагревания, поджигают метан у конца
газоотводной трубки. Он горит голубоватым пламенем:
СН4 + 2О2  CO2 + 2H2O
Опыт 2. Получение и свойства этилена. В широкую пробирку наливают 5-6 мл
свежеприготовленной смеси этилового спирта с концентрированной серной кислотой (на 1
объем спирта берут 3-4 объема серной кислоты). В пробирку помещают немного песку или
пемзы для предотвращения от толчков при кипении. Пробирку с реакционной смесью
закрывают пробкой с газоотводной трубкой, укрепляют в лапке штатива и медленно,
осторожно подогревают. При этом начинает выделяться газ, и смесь темнеет:
C H OH H 2 SO 4 K C H  + H O
2
5
2
4
2
В две заранее приготовленные пробирки:
а) со слабым, подщелоченным содой раствором перманганата калия и б) с бромной
водой пропускают образующийся газ - этилен, опуская газоотводную трубку поочередно в
каждую из пробирок при постоянном подогреве пробирки с реакционной смесью. Растворы в
пробирках обесцвечиваются:
3СН2 = СН2 + 2KMnO4 + 4H2O  3HO – CH2 – CH2 – OH + 2MnO2 + 2KOH
CH2 = CH2 + Br2  CH2Br – CH2Br
Не прекращая реакционной
смеси, зажигают газ у конца газоотводной трубки.
Этилен при этом горит светящимся пламенем:
C2H4 + 3O2  2CO2 + 2H2O
Опыт 3. Получение и свойства ацетилена. В пробирку наливают 1-2 мл воды,
опускают в нее кусочек карбида кальция и быстро закрывают пробкой с газоотводной
54
трубкой. Выделение ацетилена начинается немедленно:
CaC2 + 2H2O  C2H2 + Ca(OH)2
Опыт проводят под тягой. Ненасыщенность ацетилена так же, как и этилена, легко
обнаруживается посредством реакции с бромной водой и раствором марганцовокислого
калия.
Для исследования свойств ацетилена в одну пробирку наливают 3 мл бромной воды, в
другую - 3 мл слабого раствора марганцовокислого калия, в третью - 2-3 мл аммиачного
раствора окиси серебра (готовят прибавлением по каплям к 0,1н раствору азотнокислого
серебра водного раствора аммиака до растворения первоначально образовавшегося осадка).
Поочередно опускают конец газоотводной трубки в пробирки с бромной водой,
марганцевокислым калием и аммиачным раствором окиси серебра:
HC  CH + 2Br2  CHBr2 = CHBr2
3C2H2 + 8KMnO4  3K2C2O4 + 8MnO2 + 2KOH + 2H2O
HC  CH + 2[Ag(NH3)2]OH  Ag – C  C – Ag + 4NH3 + 2H2O
После обесцвечивания раствором в первых двух пробирках и выпадение осадка в
третьей конец газоотводной трубки прибора опускают в сосуд с водой и поджигают
пузырьки ацетилена, выходящие на поверхность воды. Ацетилен горит коптящим пламенем:
2C2H2 + 5O2  4CO2 + 2H2O
Осадок ацетиленистого серебра, полученный в третьей пробирке, отфильтровывают
через маленький фильтр. Фильтр с осадком расправляют и кладут на асбестовую сетку,
подогреваемую снизу маленьким пламенем горелки (установить под тягой и близко не
стоять!). После высыхания фильтра и осадка при дальнейшем подогревании произойдет
громкий взрыв ацетиленистого серебра.
ПРИМЕЧАНИЕ: ВЗРЫВ АЦЕТИЛЕНИСТОГО СЕРЕБРА ДЕМОНСТРИРУЕТСЯ
ПРЕПОДАВАТЕЛЕМ!!!
Напишите уравнения реакций получения ацетилена, взаимодействия его с бромной
водой, водным раствором марганцовокислого калия, аммиачным раствором окиси серебра и
уравнение реакции горения ацетилена.
Опыт 4. Бромирование гексана. В две пробирки помещают по 2 мл гексана и
добавляют в каждую из них по 3 капли 10% раствора брома в CCl4. Одну пробирку
оставляют в темном месте (или оборачивают черной бумагой), другую помещают под источник УФ-света или прямые солнечные лучи. В каждую из пробирок вносят смоченную
дистиллированной водой полоску универсальной индикаторной бумаги. Отмечают
изменение окраски индикатора:
C6H14 + Br2 hν C6H13Br + HBr
Опыт 5. Действие концентрированной серной кислоты на алканы. К 0,5—1 мл
гептана (или гексана) добавляют 0,5 мл концентрированной серной кислоты. Содержимое
пробирки энергично встряхивают. Не происходит никаких изменений. Почему?
Контрольные вопросы
1. Напишите структурные формулы изомеров гептана и назовите их по систематической
номенклатуре.
2. Из каких галогенопроизводных можно получить 2,4-диметилпентан по реакции
Вюрца?
3. Какой объем оксида углерода (IV) (при н. у.) образуется при сжигании 2 моль этана?
4. При сжигании 4,4 г углеводорода образовалось 13,2 г оксида углерода (IV) и 7,2 г
воды. Плотность вещества по водороду равна 22. Найдите молекулярную формулу
55
этого углеводорода.
5. Как изменяется агрегатное состояние алканов в гомологическом ряду?
6. Напишите уравнения реакций взаимодействия изопрена с бромом, бромоводородом.
7. Напишите уравнение реакции взаимодействия ацетилена с хлороводородом. Какими
свойствами обладает полученное вещество?
Лабораторная работа № 10(2ч.)
Тема: Высокомолекулярные органические соединения.
Цель работы: изучить свойства высокомолекулярных органических
соединений.
1. Получение фенолформальдегидного полимера
В пробирку помещают 1 г фенола и добавляют 1 мл формалина (40% раствор
формальдегида в воде). Смесь нагревают 2-3 мин., приливают 2-3 капли концентрированной
соляной кислоты. Нагревание прекращают после расслоения смеси. Воду сливают, а остаток
выливают в фарфоровую чашку или железный лист. Образуется твердый продукт термопластичный полимер (новолак), растворимый в ацетоне.
Чтобы превратить новолачный полимер в резольный, к нему добавляют 0,5 мл
насыщенного раствора уротропина и осторожно нагревают, не доводя до осмоления. Через
несколько минут в пробирке получается продукт ярко желтого цвета - термореактивный
полимер (это соединение можно получить и в том случае, если взять в избытке формалин).
2. Отношение пластмасс к растворителям
Помещают в пять пробирок по кусочку полистирола, поливинилхлорида и
полиэтилена. В каждую пробирку приливают по 1-2 мл ацетона и выдерживают 30 мин.
По истечении указанного времени
проверяют состояние образцов и делают вывод о растворимости каучука и пластмасс.
3. Отношение пластмасс к нагреванию и горению
В фарфоровую чашку помещают поочередно по кусочку полиэтилена, полистирола,
поливинилхлорида и нагревают на электроплитке. Через несколько минут образцы
проверяют, прикасаясь к ним стеклянной палочкой. Отмечают скорость размягчения
образцов и характер этого размягчения в зависимости от степени нагревания. Кусочки этих
же пластмасс закрепляют в проволоке (продетой через корковую пробку, чтобы было удобно
держать в руке) и вносят в пламя горелки. Отмечают характер горения.
4. Характер продуктов., образующихся при разложении пластмасс
Образцы пластмасс, используемые в опыте 10.5.3., помещают в отдельные пробирки,
закрывают их пробкой с газоотводной трубкой и поочередно нагревают в пламени горелки.
Выделяющиеся при разложении газообразные продукты пропускают через раствор
перманганата калия или бромную воду, а также испытывают на лакмусовую бумажку. Что
происходит в каждом отдельном случае?
5. Отношение пластмасс к щелочам и кислотам
В четыре пробирки помещают поочередно по кусочку полистирола, полиэтилена,
фенопласта и аминопласта и приливают 1-2 мл концентрированной серной кислоты.
Содержимое пробирок осторожно встряхивают. Через несколько минут сливают кислоту,
промывают пластмассу водой и определяют стойкость ее к действию кислоты. Опыт
повторяют с теми же образцами пластмасс, заменив кислоту на 20% раствор гидроксида
натрия (щелочи).
6. Оформление результатов лабораторной работы
Результаты опытов оформите в виде следующей таблицы:
56
Пластмасса
Отношение к
нагреванию
Действие
H2SO4
Действие
10% р-ра
NaOH
Отношение к
ацетону
Отношение к
бензолу
Полистирол
Поливинилхлорид
Полиэтилен
1.7.3 Перечень примерных контрольных вопросов и заданий
для самостоятельной работы.
Модуль1-2 «Общая и неорганическая химия»
Задание 1.
1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:
40
а. 20 Ca и
42
40
20Ca; b. 18 Ar и
40
19K; c.
112
48Cd и
112
50Sn;
136
d.
54Xe и
138
56Ba
?
2. Укажите математическое выражение принципа неопределенности :
h
h
1
а.
 = mv ; b. E = h; c . λ =a Z − b ; d.  x  v  m
3. Какие частицы являются изоэлектронными :
a. Ca2+ ;
b. Si4+;
c. Ar ;
d.
Cl- ?
4. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:
a. 3d и 6;
b. 3p и 6s; c. 3d и 5d;
d. 3p и 5d?
5. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция:
a. ...5s2 p5;
b. ...4d6 5s1;
c. ...4d5 5s2;
d....4d25s2 p3?
6. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома:
7. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:
a. ...2s2;
b. ...3s2 3d1;
c. ... 4s2 3d2;
d. ... 1s2 2s2 p6 3p1?
8. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния
9. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных
fэлектронов:
a. Pu;
b. Am;
c. Cm;
d. Bk?
10. Какой из переходов электрона в атоме водорода требует поглощения фотона с
минимальной энергией:
a. 1s → 2p;
b. 1s → 4d; c. 2s → 4s;
d. 2p →3s?
2. Какое уравнение характеризует корпускулярно-волновую природу электрона:
a. E = h ;
b. H = E ;
c.  = h /mv;
d. E = -13.6/ n2?
3. Укажите, какие из указанных частиц являются изоэлектронными:
a. Al3+;
b. P3-;
c. S;
d. Cl-?
4. Какие значения всех квантовых чисел (n, ml , m , ms) возможны для валентного электрона
атома калия:
57
a. 4, 1, -1 , - 1/2; b. 4, 1 , +1 , +1/2; c. 4, 0, 0, + 1/2; d. 5, 0, +1, +1/2?
5. Вычислите энергию (Дж), необходимую для перехода электрона атома водорода из
состояния, характеризующегося n= 1, в состояние с n3 :
a. 1.5;
b. 0.2.10-18;
c. 1.9.10 -18;
d. 12 .
Задание 2.
а) Определить степени окисления хрома, фосфора, марганца, иода в следующих солях
кальция: CrO4 , CaCr2 O7 , Ca 2P2 O7 , Ca (MnO4)2 , Ca MnO3 , CaMnO4 , CaH3 JO6.
б) Определить степени окисления мышьяка в следующих соединениях:
Ca3 As2, KAs(OH)6 ,KH2 AsO3 ,KAsO2, Mg3 (AsO4)2 , AsCl3 , AsH3 ,HAsCl4, AsOCl .
в) Определить степени окисления серы в следующих соединениях:
SF6 , SO2 Cl2 , K2 S2 O7 , KHSO4 , H2 S , KHS , K2 S2 O3 , SOCl2 .
г) поставить цифровые индексы вместо “х”:
ангидрон
MgCl2 Ox
ортоклаз
KAlSi xO8
антихлор
Na2 H10 Sx O4
боракс
Na2 BO5(OH)4
свинцовые
пандермит
Ca2 BxO6 (OH)7
белила
Pbx CO5 H2
криолит
Na3 AlFx
берилл
Be3 Al2 Ox Si6
натролит
Na2 Alx Si3 O10
гремучая ртуть Hg(Cx Nx O)2
нефелин
KNa3 Al4 Six O16
кордиерит
Mg2 Al4 Si5 Ox
улексит
BaCaBx O6 (OH)6
Задание 3.
Расставить коэффициенты в следующих уравнениях реакций:
1. Cr(OH)3
+ H2 SO4 → Cr2(SO4)3 + H2 O
2. MnCO3 + HNO3 → Mn(NO3)2 + H2 O + CO2
3. Al2 (SO4)3 + Ba Cl2 → AlCl3 + BaSO4
4. NaNO3 + H2 SO4 → HNO3 + Na2 SO4
5. KMgCl3 .6 H2 O + H2 SO4 → K2 SO4 + MgSO4 + HCl + H2 O
6. FeO(OH) + HCl → FeCl3 + H2 O
7. Cu2 (OH )3 Cl + H2 SO4 → CuSO4 + HCl + H2 O
8. NaCaB5 O6 (OH)6 + HCl → NaCl + CaCl2 + H3 BO3 + H2 O
9. Co3 (AsO4)2 + H2 SO4 → CoSO4 + H3 AsO4
10. Cu3 (OH)2(CO3) + H Cl → CuCl2
+ CO2 + H2 O
11. (NH4)2 SO4 + KOH → K2 SO4 + NH3 + H2 O
12. AlCl3 + (NH4)2 S + H2 O → Al(OH)3 + NH4 Cl + H2 O
13. (NH4)SnS3 + H Cl → NH4 Cl + SnS2 + H2 O
14. Na2 Sn(OH)4 + HCl → NaCl + H2 SnCl4 + H2 O
15. Na2 O.CaO.6SiO2 + HF → NaF + CaF2 + SiF4 + H2 O
16. Fe3 (PO4)2 + H2 SO4 → FeSO4 + H3 PO4
17. KMgSO4Cl + H2 SO4 → K2 SO4 + MgSO4 + H Cl
18. Mg2 B2 O5 + H2 O + H Cl → MgCl2 + H3 BO3
19. CaFe(CO3)2 + H Cl → CaCl2 + FeCl2 + CO2 + H2 O
20 KAl3 (OH)6 .(SO4 )2 + H2 SO4 → K2 SO4 + Al2 (SO4)3 + H2 O
21. CaB(OH) SiO4 + H2 SO4 → CaSO4 + H3 BO3 + SiO2
Задание 4.
Написать формулы кислот и оснований, соответствующие оксидам, приведенным в пункте
“а”. Дополнительно написать формулы ещё для 10 различных оксидов элементов на
основании их положения в Периодической системе, Cs, Ba, La, Ga, Ta, In, J, Pt, Co,Fe,
58
используя высшие степени окисления. Указать возможный характер гидроксидов.
Задание 5.
Рассчитать  G0 для реакций присоединения жидкой воды к оксидам: BaO, CaO,
Fe2O3,
ZnO и определить, в каких случаях реакции идут с образованием гидроксида.
Задание 5.
Какие из реакций
оксидов с водой идут в прямом направлении и в каком случае
образуются кислоты, а в каком - основания: Al2 O3 , SiO2 , P2 O5 , CrO3 , Cr2 O3 , CoO, B2 O3?
Задание 6.
Показать термодинамическими расчетами возможность протекания прямой реакции с
водородом следующих оксидов: Al2 O3 , CuO, Cu2 O, PbO, PbO2 , WO3 , ZnO.
Если какой-либо оксид восстанавливается водородом, предложите порядок осуществления
этого процесса в лаборатории. Приведите уравнения реакций.
Задание 7.
Осуществить превращения:
1. ZnSO4 → Zn(CH3 COO)2
2. CaCO3 → Ca(CH3 COO)2
3. BaCl2 → BaCO3
4. CaCl2 → Ca(NO3 )2
5. KCl → K2 SO4
6. Ca(NO3 )2 → CaCO3 → Ca(HCO3 )2
7. MgSO4 → Mg(NO3)2
8. MgCl2 → MgSO4
9. Pb(NO3)2 → Pb(CH3 COO)2
10. AgNO3 → AgCl
11.CoSO4 → CoCl2:
12. BaCl2 → BaSO4 → Ba(HSO4 )2
13. Al2 (SO4 )3 → Al(NO3 )3;
14. NH4 Cl → (NH4 )2
15. CO3 → NH4 HCO3
Задание 8.
Из перечисленных ниже солей выберите хорошо, умеренно и плохо растворимые в воде
соли: K2 SO4 , Al2 (SO4)3 , AlPO4, MnCO3, CaCl2, HgCl2,Ag3PO4,MnSO4 , PbSO4 ,
Li3PO4 ,LiF, MgF2 , Pb(CH3COO)2 ,Ba3(PO4)2 ,CaHPO4 ,Mg (H2PO4)2 ,SrSO4 , Ni(NO3)2 .
Дайте названия солей.
Задание 9.
Определите, какие из перечисленных ниже пар солей могут присутствовать в одном
растворе. Составьте уравнения реакций, если они протекают в соответствующей паре:
1. NaNO3 + LiHSO4
2. ZnSO4 + BaCl2
3. ZnSO4
+ KCl
4. Na2 S
+ FeSO4
5. K2 S + ZnCl2
6. BaCl2 + CuSO4
7. AlCl3 + Ba(HS)2
8. Na3 PO4 + LiCl
9. FeCl3 + Na2 CO3
10. AgNO3 + K H2 PO4
11. Ca(NO3 )2 + (NH4 )2CO3
12. MgSO4 + Sr(CH3 COO)2
13. NaNO3
+ Cr2 (SO4 )3
14. Na2 SO4 + ZnCl2
15. K2 CO3 + Ba(NO3 )2
16. Pb(NO3 )2 + K2 SO4
17. Cr2 (SO4 )3 + Na2HPO4
18. BaCl2 +
AgNO3
59
19. Cr 2(SO4 )3 + CaCl2
20. AgNO3 + KClO3
Задание 10.
Составить уравнения реакций ионного обмена:
1) Са(NO3)2 + K2CO3→
2) HNO3 + Ba(OH)2 →
3) Ba(NO2)2 + K2SO4→
4) K2CO3 +HCl→
5) Na2CO3 + H2SO4→
6) NaOH +Fe(NO3)2→
7) Pb(NO3)2 + K2SO4→
8) Na2SiO3 +Ba(OH)2→
9) FeCl3 +CsOH→
10) FeSO4 +Na3PO4 →
11) Pb(NO3)2 + K2SO4→
12) Na2SiO3 +Ba(OH)2→
13) FeCl3 +CsOH→
14) FeSO4 +Na3PO4 →
Задание 11.
1. Термодинамическим расчётом определить температуру, начиная с которой происходит
разложение карбонатов Са и Ва.
2. Какие из солей более устойчивы? Напишите уравнения реакций разложения указанных
веществ:
К2СО3
КСl
Pb(NO3)2
CaCO3
CaSO4
Zn(OH)2
и
и
и
и
и
и
СаСО3
СН3 СООК
Pb3(PO4)2
MgCO3
Al2 (SO4)
ZnSO4
BaCO3
и
K SO4
и
Cu(NO3) и
CuSO4
и
NaNO3
и
NH4Cl
и
CaCO3
ZnSO4
AgNO3
BaSO4
Cu(NO3 )2
CaCl2
Задание 12.
1. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + О2 ↔ 2NO2
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]р = 0,2
моль/л; [О2]р = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную
концентрацию NO и O2.
2. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3Н2 ↔ 2NH3 и не
смещается равновесие системы N2 + О2 ↔ 2NО? Ответ мотивируйте на основании расчета
скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления.
Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
3. Исходные концентрации [NO]исх и [Cl2]исх в гомогенной системе 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl
составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль. Вычислите константу равновесия, если к
моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.
Задание 13.
Осуществить превращения:
1. NH3 ← N2 → NO → HNO3 → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2
Mg3N2
60
Са3Р2
2.
+H2O
→ PH3 → P2O5
РСl5 ← Р
P2O5 → Н3РО4 → К3РО4 → Ag3PO4
3. K2S → FeS → H2S →
S → SO2 → K2SO3 → SO2
4. Сu(NO3)2 → NO2 → HNO3 → Fe(NO3)2 → Fe(OH)2 → FeCl2
5. NaCl → Na → NaOH → Na2CO3 → NaCl → AgCl
6. K2CO3 → CO2 → СаСО3 → СаО → Са(ОН)2 → СаС12
7. Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaАl(OH)4
Al(NO3)3
8. Mn(OH)2 → MnCl2 → Mn → MnSO4 → Mn(OH)2 → MnO
9. Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2 → ZnCl2 → ZnS → H2S
10. NiCl2 → Ni → NiSO4 → Ni(OH)2 → Ni(NO3)2 → NiO.
Задание 14.
Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, (подобрать
коэффициенты методом электронного и электронно-ионного баланса):
1. Ag + HNO3 →
AgNO3 + NO + Н2О
2. Са + H2SO4 →
3. Сu(NО3)2 →
CaSO4 + H2S + Н2О
CuO + NO2 + О2
4. СrO3 + NH3 →
Cr2O3 + N2 + H2O
5. Fe + HNO3 →
Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O
6. Cl2 + KOH →
KCl + КСlO + H2O
7. KClO3 + S →
KCl + SO2
8. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O
9. KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH
10. KMnO4 + K2SO3 + KOH →
11. NaI + H2SO4 →
K2MnO4 + K2SO4 + H2O
I2 + H2S + Na2SO4 + H2O
12. NaCl + MnO2 + H2SO4 →
Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
61
13. Fe2O3 + CO → FeO + CO2
14. S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O
Задание 15.
Для нижеперечисленных процессов составить уравнения реакций. Если необходимо,
добавить вещества для реального осуществления процесса. Расставить коэффициенты,
указать окислитель и восстановитель.
1. Реакция хлорида железа (III) с иодидом калия с образованием свободного иода.
2. HgCl2
реагирует с тетрахлороловянной кислотой с образованием ртути и
гексахлороловянной кислоты.
3. Реакция гидрида кальция с водой с выделением водорода
4. Реакция магния с уксусной кислотой.
5. Реакция сульфата ртути (II) с медной пластинкой.
6. Электролиз расплава едкого натра.
7. Горение сероводорода в воздухе с образованием свободной серы.
8. Разложение дихромата аммония с выделением азота и образованием оксида хрома(III).
9. Разложение оксида ртути (II) с выделением ртути и кислорода.
10. Разложение пероксида водорода в присутствии MnО2 с выделением кислорода и воды.
11. Реакция MnO2 с бромидом калия в сернокислой среде с образованием брома.
12. Разложение MnО2 при сильном нагревании с образованием Mn3 O4 и кислорода.
13. Восстановление Fe2O3 до железа алюмотермией.
14. Осторожное нагревание AuCl3 с выделением хлора и хлорида золота (I).
15. Взаимодействие сероводорода с сернистой кислотой с выделением серы.
16. Реакция сульфида свинца с азотной кислотой с образованием NO и S.
17. Реакция воды с раскаленным железом с образованием водорода и оксида железа (III).
18. Реакция оксида меди (II) и водорода.
19. Электролиз раствора CuSO4 .
20. Реакция концентрированной соляной кислоты с хлоратом калия с образованием хлора и
хлорида калия.
Задание 16.
Написать уравнения реакций гидролиза солей, указать среду:
Ca(ClO)2
Cs2SO4 Na2HPO4, K2CO3, LiCl , (CH3COO)2Ca , Cr(OH)2 , CaS.
Литература:
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Модуль 3 «Аналитическая химия»
Раздел «Качественный анализ»
1. На раствор, содержащий нитрит и нитрат ионы подействовали:
а) алюминиевой пылью в присутствии гидроксида натрия,
б) иодидом калия в присутствии уксусной кислоты.
Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным
методом.
2. Смесь сухих солей: нитрат серебра, арсенат натрия, хлорид калия, хлорид аммония
растворили в воде. В виде какого соединения выпадет в осадок ион серебра? Составьте схему
хода анализа, напишите уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения,
62
образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в растворе катионов.
3. Рассчитать рН и степень диссоциации 1М раствора гидроксида аммония. Как изменится
рН и степень гидролиза этого раствора после добавления к нему сухого хлорида аммония до
концентрации 0,2 моль/л?
4. Сколько грамм формиата калия нужно прибавить к 1 литру 2н. раствора муравьиной
кислоты, чтобы получилась буферная смесь с рН равным 2.
5. Рассчитать значение рН в растворе, полученном при сливании 40 мл 0,05 М раствора
уксусной кислоты и 20 мл 0,1М раствора гидроксида калия. Какова степень гидролиза соли в
полученном растворе?
6. Рассчитать растворимость фосфата серебра в 0,05 М растворе нитрата калия.
7. Образуется ли осадок сульфата стронция, если к 0,2 М раствору хлорида стронция
прибавить равный объем насыщенного раствора сульфата кальция.
8. Написать уравнения диссоциации комплексных ионов и рассчитать равновесную
концентрацию ионов цинка в 0,01 М растворе [Zn(NH3)4] 2+ и в 0,1 М растворе [Zn(CN)4]2+. В
каком растворе концентрация ионов цинка будет больше?
9. Рассчитать концентрацию бромид-ионов в 0,002 М растворе аммиачного комплекса
серебра [Ag(NH3)2]+,содержащем 0,005 моль/л аммиака, которую надо создать, чтобы
образовался осадок бромида серебра.
10. Рассчитать, как изменится потенциал системы Hg2+/Нg0, если к раствору, содержащему
0,1 моль/л ионов ртути (II),добавить твердый иодид калия до концентрации 0,015 моль/л.
11. При анализе на раствор, содержащий Co 2+, Cr 3+, Al 3+, Mn 2+ подействовали избытком
гидроксида калия в присутствии пероксида водорода. Составить уравнения окислительновосстановительных реакций электронно-ионным методом.
12. Составить схему хода анализа, напишите уравнения реакций в ионном виде разделения,
растворения образующихся осадков и обнаружения катионов в растворе, содержащем Fe 3+,
Co 2+, AsO4 3-, Mg 2+, Bi 3+.
13. К 20 мл 0,1 М раствору аммиака прибавили 10 мл 1 М раствора гидроксида натрия.
Рассчитать рН полученного раствора.
14. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л уксусной кислоты и 0,25 моль/л ацетата натрия.
Рассчитать рН раствора. Как измениться рН при добавлении к 1 литру этого раствора 0,25
моль хлороводородной кислоты?
15. Рассчитать степень гидролиза и рН 0,06 М раствора карбоната натрия.
16. Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л)растворимость сульфата кальция.
17. Образуется ли осадок гидроксида магния, если к 20 мл 0,05 М раствору хлорида магния
прибавить аммиак до концентрации 0,3 моль/л и 8 г хлорида аммония.
18. Рассчитать равновесную концентрацию ионов меди, если в 100 мл раствора содержится
0,16 г сульфата меди(II) 0,6 г аммиака.
19. При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок гидроксида
меди(II) из 0,001 М раствора [Cu(NH3)4]2+.20. К 0,1 М раствору нитрата серебра,
являющемуся одним из электролитов в гальваническом элементе, который состоит из пары
Ag+/Ag и стандартного водородного электрода, прибавили эквивалентное количество
сульфида аммония. Учитывая ПP(Ag2S), решите, будет ли происходить изменение
направления тока в элементе?
21. Cоставьте уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным
методом, если на раствор содержащий а) ионы Cr 3+ подействовать пероксидом водорода в
щелочной среде, б) ионы Cr2O7 2- подействовать пероксидом водорода в кислой среде.
22. Смесь сухих солей: нитрат марганца(II),нитрат висмута, хлорид калия, нитрат
ртути(I),нитрат стронция растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы
будут в растворе? Составьте схему хода анализа, напишите уравнения реакций в ионном
виде для разделения, растворения, образующихся осадков и обнаружения катионов в смеси.
23. К 0,5 М раствору уксусной кислоты добавлена хлороводородная кислота до рН=0,5.
63
Рассчитать степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ацетат-ионов в
полученном растворе.
24. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л гидроксида аммония и 0,25 моль/л нитрата
аммония. Рассчитать рН раствора. Как изменится рН этого раствора при добавлении 1 л а)
0,2 моль хлороводородной кислоты, б)0,25 моль гидроксида натрия?
25. Рассчитать для 0,1 М раствора бензоата натрия константу гидролиза, рН и степень
гидролиза.
26. Рассчитать сколько молей серебра находится в 500 мл насыщенного раствора хромата
серебра.
27. Выпадет ли осадок сульфата бария, если смешать 0,15 мл 0,1 М раствора сульфата натрия
и 2 мл 0,001 М раствора хлорида бария.
28. Сколько моль/л аммиака необходимо добавить к 1 л 0,02 М раствору нитрата серебра,
чтобы понизить равновесную концентрацию ионов серебра до 10-7 моль/л.
29. При какой концентрации сульфид-иона начнется выпадение осадка сульфида кадмия из
раствора, содержащего 0,05 моль/л [Cd(CN)4]2- и 0,1 моль/л цианида калия.
30. Рассчитать окислительно-восстановительный потенциал системы Cr2O7 2-/Cr3+ при
концентрации ионов водорода, равной а) 1 моль/л, б) 0,1 моль/л. Возможно ли окислить
хлорид-ион и бромид-ион до свободных галогенов при этих значениях кислотности?
31. На сульфид ртути подействовали: а) смесью концентрированных азотной и соляной
кислот, б) сульфидом натрия. Составьте уравнения реакций в ионном виде.
32. Смесь сухих солей: нитрат серебра, хлорид бария, нитрат хрома(III),хлорид сурьмы(III)
растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе?
Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде для разделения,
растворения, образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в смеси катионов.
33. Рассчитать рН раствора, полученного при добавлении к 500 мл 0,1 М раствора
хлороводородной кислоты 8,2 г кристаллического ацетата натрия.
34. Рассчитать рН буферного раствора, полученного при сливании 1 л 0,5 М раствора
гидроксида аммония и 1 л 0,5 М раствора хлорида аммония. Как изменится рН раствора при
добавлении 5 мл 0,5 М раствора хлороводородной кислоты к 50 мл буферной смеси.
35. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 0,09 М растворе бромида
аммония. Выведите формулы для расчета.
36. Рассчитать молярную растворимость (моль/л) и массовую растворимость (г/л) фосфата
бария в 0,025 М растворе фосфата натрия.
37. Рассчитать равновесную концентрацию ионов меди в 0,01 М растворе [Cu(CNS)4]2-,
содержащего избыток роданид-ионов 1 моль/л.
38. Рассчитать концентрацию тиосульфат-ионов, которую необходимо создать в растворе
для маскировки ионов серебра в 0,001 М растворе нитрата серебра, в который добавлен 0,1
моль/л хлорид калия. В указанных условиях может образоваться комплекс [Ag(S2O3)2]3-.
39. Чему равен окислительно-восстановительный потенциал пары H3AsO4/HAsO2 при: а)
[H+]=1 моль/л, б) рН=8. Для расчета принять [H3AsO4]=[ HAsO2]. В каком случае пойдет
реакция окисления иодид-ионов до свободного иода, и в каком - восстановления свободного
иода.
40. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции. Решите
вопрос о возможности течения реакции.
HNO3+NH4+=N2+H++2H2O
Раздел «Количественный анализ»
1. Рассчитайте: а) титр; б) молярную концентрацию; в) молярную концентрацию
64
эквивалента; г) титр по иоду раствора, для приготовления 500,0 мл которого было взято
2,600 г дихромата калия.
2. Рассчитайте величину и относительную ошибку взвешивания на аналитических весах
навески: а) щавелевой кислоты (H2C2O4 · 2H2O); б) бифталата калия (KHC8H4O4),
необходимой для определения молярной концентрации 0,01 М раствора гидроксида
калия из расчета, чтобы на титрование пошло 20 мл последнего. Какое из этих веществ
следует предпочесть?
3. Образец окиси цинка весом 2,036 г растворили в 50,00 мл раствора серной кислоты,
избыток которой оттитровали 10,30 мл 1,020 М раствора гидроксида натрия. Найти
процентное содержание оксида цинка в образце, если 1,00 мл раствора серной кислоты
эквивалентен 1,185 мл раствора гидроксида натрия.
4. К 2,500 мл хлората калия было прибавлено 25,00 мл 0,1200 н. раствора сульфата железа
(II), избыток которого оттитровали 5,00 мл 0,1100 н. раствора перманганата калия.
Рассчитать процентное содержание хлората калия в растворе, если плотность его равна
1,020.
5. Рассчитать рН раствора, полученного при титровании 20 мл 0,1 н. раствора муравьиной
кислоты 0,1 н. раствором NaOH (Ка=1,8 · 10^-4) в точках, соответствующих 99,9 %, 100
% и 100,1 % оттитровки. Установить вид и знак индикаторной ошибки при
использовании
индикатора
метилового
красного
(рТ
=
5,3).
6. На 50,00 мл раствора щавелевой кислоты при титровании расходуется 21,16 мл
раствора КОН ( Т(КОН) = 0,01234) . На 20 мл этого же раствора щавелевой кислоты
требуется 19,67 мл раствора KMnO4. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента
раствора KMnO4.
7. К 20,00 мл 0,1000 М раствора NiSO4 прибавили 20,00 мл исследуемого раствора NaCN.
Определить молярную концентрацию его, если на титрование избытка NiSO4
израсходовали 10,24 мл 0,05000 М раствора трилона Б. Продукт реакции - [Ni(CN)4] -2.
8. Раствор солей кальция и магния разбавили водой до 100 мл. На титрование 20,00 мл
этого раствора с эриохромом черным Т израсходовали 18,45 мл 0,02040 н. комплексона
III, а на титрование такой же аликвоты с мурексидом затратили 8,22 мл комплексона
III.Определить содержание (в г) кальция и магния в исходном растворе.
9. Сколько граммов KCl содержится в 250 мл раствора, если на титрование 25,0 мл его
израсходовали 34,00 мл 0,01000 н. раствора AgNO3. Вычислить рCl и рAg 0,1 н. раствора
KCl, оттитрованного на 85 % 0,1 н. раствором AgNO3.
10. При анализе карбоната магния было определено 17,39 % магния и 39,13%
кристаллизационной воды. Сколько процентов магния содержится в абсолютно сухом
образце?
11. Какого объема мерную колбу следует взять для приготовления раствора иода, 10,00
мл которого соответствуют 0,04945 г As2O3, из фиксанала, содержащего в ампуле 0,01 мэкв иода?
12. 1,500 г образца, состоящего из смеси Na2CO3 и NaHCO3, растворен в мерной колбе на
250 мл. На титрование 50,00 мл этого раствора с фенолфталеином затрачено 5,70 мл
0,2000 н. раствора HCl. На дальнейшее титрование того же раствора с метиловым
оранжевым затрачено 20,80 мл 0,2000 н раствора HCl. Рассчитать процентное содержание
Na2CO3 и NaHCO3 в образце.
13. 0,1 н. раствор уксусной кислоты (Ка = 1,8 · 10^-5) был нейтрализован 0,1 н. раствором
NaOH на 80 %. Рассчитать рН полученного раствора.
14. 25,00 мл раствора KMnO4 с титром по кислороду (О2), равным 0,008112г/мл
прибавили к раствору, содержащему избыток KI и кислоту. Выделившийся иод
оттитровали 24,14 мл раствора тиосульфата натрия. Рассчитайте Т(Na2S2O3/I2).
15. К 2,00 мл раствора бромата калия прибавлено 25,00 мл раствора сульфата железа (II) с
Т = 0,01824 г/мл, избыток раствора сульфата железа (II) оттитровали 6,00 мл 0,1100 н.
65
раствора KMnO4. Рассчитать процентное содержание бромата калия в растворе, если
плотность его равна 1,120.
16. Какую навеску силиката, содержащего около 20 % Al2O3 следует взять для анализа,
чтобы после сплавления и соответствующей обработки пробы, алюминий был отделен и
оттитрован 10 мл 0,1 н. раствора трилона Б.
17. Вычислите истинную молярную концентрацию эквивалента, молярность, титр и титр
по гидроксиду натрия 0,1 н. и серной кислоты, если коэффициент нормальности К =
0,9808.
18. Для титрования 50 мл воды при определении ее жесткости потребовалось 4,08 мл
0,01000 М раствора трилона Б. Вычислить жесткость воды в мг · л^-1 карбоната кальция
и относительную ошибку измерения при абсолютной ошибке измерения объема ±0,01 мл.
19. Навеску 10,05 г Hg(NO3)2 · 2H2O растворили в мерной колбе емкостью 250 мл. На
титрование 20,00 мл раствора пошло 16,10 мл раствора NH4CNS (Т(NH4CNS) = 0,007092).
Вычислить
процентное
содержание
Hg(NO3)2
в
образце.
20. Вычислить, какой объем раствора нитрата серебра концентрации 40 мг · мл-1
потребуется для полного осаждения хлорид-иона, содержащегося в 1 г чистого хлорида
натрия.
21. Сколько % оксида калия содержится в навеске массой 0,8500 г, если на титрование ее
ушло 20,00 мл HCl с титром равным 0,003650 г/мл.
22. 5,00 мл раствора, содержащего H3PO4 и H2SO4, разбавили водой в мерной колбе на
200 мл. На титрование 20,00 мл полученного раствора в присутствии метилового
оранжевого (рТ = 4) расходуется 15,80 мл 0,09740 н. раствора NaOH. На титрование 20,00
мл того же раствора в присутствии фенолфталеина расходуется 24,4 мл того же раствора
NaOH. Рассчитать процентное содержание H2SO4 и H3PO4 в г/мл.
23. При каком рН следует закончить титрование 0,02 н. раствора муравьиной кислоты
0,04 н. раствором KOH. Выбрать индикатор. (Ка = 1,8 · 10^-4).
24. К раствору арсенита натрия добавлен NaHCO3 до рН = 9 и 25,00 мл 0,0500 н. раствора
йода. Остаток йода после тщательного перемешивания оттитрован 10,20 мл раствора
тиосульфата с титром по дихромату 0,002496г · мл^-1 Какое количество граммов
мышьяка находилось в исследуемом растворе?
25. Рассчитать область скачка на кривой титрования Fe3+ раствором Sn2+ при недостатке
и избытке рабочего раствора в 0,1 %. Молярные концентрации эквивалента растворов
солей железа и олова равны между собой и составляют 0,1.
26. Какую навеску цинковой руды, содержащей 15 % Zn, следует взять для анализа,
чтобы после растворения и отделения мешающих примесей цинк в ней оттитровался 20
мл 0,1 М раствора трилона Б.
27. Для определения титра раствора KMnO4 навеску оксалата натрия Na2C2O4 массой
1,3444 г поместили в мерную колбу на 200,0 мл. На титрование 20,00 мл этого раствора
затрачено 20,04 мл раствора KMnO4. Рассчитайте: а) молярную концентрацию
эквивалента KMnO44; б) титр KMnO4; в) титр KMnO4 по Na2C2O4; г) поправочный
коэффициент раствора KMnO4.
28. 0,3326 г частично выветрившегося магния сульфата гептагидрата растворили в воде и
оттитровали 17,29 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1000 моль/л.
Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в
анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.
29. Вычислить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если на
титрование 36,48 мл его затрачено 25,63 мл раствора хлорида натрия, содержащего 58,00
г NaCl в 500 мл раствора. Рассчитать рAg и pCl в момент эквивалентности.
30. Рассчитать минимальную навеску технического хлорида бария, содержащего 10 % Ba,
для определения его в виде BaSO4.
31. Сколько надо добавить раствора азотной кислоты с титром 0,006497 г · мл-1 к 500 мл
66
раствора этой же кислоты с титром 0,005601 г · мл-1, чтобы получить точно 0,1000 н.
раствор?
32. К пробе, содержащей уксусную кислоту, прибавлено 40,00 мл раствора гидроксида
натрия (Т(NaOH) = 0,003901 г · мл^-1). Избыток щелочи оттитрован 19,98 мл раствора
серной кислоты (Т(H2SO4) = 0,004903 г · мл^-1). Рассчитать количество граммов
CH3COOH в пробе.
33. Постройте кривую титрования 25 мл 0,2 н раствора бензойной кислоты 0,2 н.
раствором гидроксида калия, если прибавлено 24,95; 25,05; 25,00 мл щелочи. Подберите
индикатор.
34. Сколько % железа содержится в сидерите, если навеска его равна 2,000 г. После
растворения в кислоте раствор разбавлен в мерной колбе до 200 мл. На титрование
железа (II) на 50,00 мл этого раствора затрачивается 22,50 мл 0,1 н. раствора
перманганата калия с Кн = 1,922. (Кн - поправочный коэффициент).
35. Сколько мл 0,05 н. раствора Na2S2O3 потребуется на титрование йода, выделившегося
после прибавления избытка KI к 50 мл раствора, взятого из мерной колбы на 500 мл, где
было растворено 2 г сплава, содержащего 60 % меди?
Модуль 4 «Органическая химия»
Вариант №1
1. Составить уравнения превращений по схеме:
СН3СОС3Н7 + N2H4 → ? → С5H12 →C5H10Cl2→C5H10→C5H11OH
2. На сжигание 12 мл алкена затрачено 54 мл кислорода (н.у.). Определить формулу
углеводорода. Ответ: пропан
Вариант №2
1. Составить уравнения превращений по схеме:
С2H6 →C2H5Cl→C4H10 → C4H8→C4H8Cl2→C4H9OH→C 4H8O
2. Для каталитического гидрирования 17,8 г смеси муравьиного и уксусного альдегидов до
спиртов затрачено 11,2 л (н.у.). Определить состав исходной смеси.
Ответ: 50,56% муравьиного и 49,44% уксусного альдегидов.
Вариант №3
1. Составить уравнения превращений по схеме:
СH3- C=O + MgJCH3 → ? → СО2 → СО →СН4 → СН3J→C2H6
‫ا‬
Cl
2. После сгорания этанола в 3,5 л кислорода образовалось 4,0 г углекислого газа. Сколько
спирта сгорело и каков состав образовавшихся газов после приведения их к н.у.? Ответ: 2,09
г; 18,02% (об.) кислорода и 81,98% СО2
Вариант №4
1. Для сжигания 6,48 г алкоголя затрачено 66,98 л кислорода (н.у.). Определить объём
образовавшегося углекислого газа и формулу спирта. Ответ: октанол, 89,3 л CO2
2. Составить уравнения превращения по схеме:
HCHO C2H5OHCOCH4 C 2H2 CH3CHOCH3CHCl2  CH3CHO
Вариант №5
1. Написать уравнения реакций к схеме:
СH3CHOCH3C=N-NH2?C3H8C3H6C3H7ClC3H7OH
2. На полное гидрирование 2,8 г алкена израсходовано 0,896 л (н.у.) водорода.
67
Определить формулу углеводородов и написать его изомеры. Ответ: пентен
Вариант №6
1. При нагревании 60 г одноатомного спирта с серной кислотой образовалось 17,92 л газа
(н.у.) при выходе 75 %. Определить строение спирта, если известно, что при его окисления
образуется вещество, не дающее реакции серебряного зеркала.
Ответ: пропанол-2
2. Написать уравнения реакций к схеме:
CH3COONaCH4CH3BrC2H6C2H5OHC2H4C2H4Cl2C2H4(OH)2
Вариант №7
1. Составить уравнения превращений по схеме:
С4H10C4H9ClC4H8C4H9OHC4H8O + N2H4?N2
2. Cожгли 1,454 г метанола в 3 г кислорода. Определить массу образовавшейся воды и состав
газов после приведения системы к нормальным условиям.
Ответ: 1,636 г воды; 35,92 % СO2 (об.), 64,08% O2
Вариант №8
1. При сжигании 5,27 г образовалось 14г СО2. Найти мольную долю кислорода в спирте.
Ответ: гептанол, мольная доля О2 0,0208.
2. Написать уравнения реакций к схеме:
С2H6C2H5ClC4H10C4H8C4H8Cl2C4H9OHC2H5COOC4H9
Вариант №9
1.Сожгли 2,727 г одноатомного спирта в 4,58 л кислорода при (н.у.). Какая масса алкоголята
получили из этого количества спирта при выходе 92%?Ответ: 3,428 г
2. Написать уравнения реакций к схеме:
C3H8 C3H7ClC3H7OHC3H7OOCCH3CH3CHO+C3H7OH+…?
Вариант №10
1. Какой одноатомный спирт надо взять, чтобы при взаимодействии 16 мл его (плотность
0,8г/мл) с натрием выделился водород в количестве, достаточном для полного гидрирования
4,48 л этилена (н.у.)? Ответ: метанол
2. Написать уравнения реакций по схеме:
СH3CHO+Zn(CH3)2CH3COCH3CH3CH2CH3
Вариант №11
1. Составить уравнения превращений по схеме:
CH4CH3BrC2H6C2H5OHC2H4C2H2Cl2C2H2CH3CHOCH3CHCl2
2. Определить формулу и массу спирта, если при его сгорании образовалось 8 г углекислого
газа и 4,091 г воды. Ответ: 8,97 г бутанола
Вариант №12
1. Сколько мл 40%-го раствора NaOH (пл1,35 г/мл) необходимо для получения средней соли
при поглощении CO2, образовавшегося при горении 4 г одноатомного спирта, если при его
сгорании образовалось 4,9 г воды? Ответ: 33,6 мл NaOH
2. Составить уравнения превращений по схеме:
HCHOCH3OHCO2COCH4C2H2C6H6COCH3OH
Вариант №13
1. Составить уравнения превращений по схеме:
C2H5OHC2H4C2H5BrC4H10COCH3OHCH3OHCH3OOCCH3CH3COOH
68
2. 2,727 г алкоголя сожгли и получили 6 г CO2. Определить формулу спирта.
Ответ: пропанол
Вариант №14
1. Написать уравнения реакций к следующей цепочке превращений:
C3H6 C3H7ClC3H7OHC3H6OC3H8C3H4CH3CH2CHO
2. 10,5 г смеси, состоящей из 17,1 % спирта и 82,9 % альдегида, реагирует с 34,8 г оксида
серебра в аммиачной среде. Каковы структурные формулы компонентов смеси, если
известно, что они содержат одинаковое количество атомов углерода и могут быть получены
один из другого? Ответ: пропанол и пропаналь.
Вариант №15
1. 1,4 г алкена присоединяют 4 г брома, а при окислении углеводорода образуется
симметричный гликоль. О каком алкене идёт речь? Ответ: этилен.
2. Написать уравнения реакций к следующей цепочке превращений:
CH3CHOCH3CH2OOCCH3C2H5OHC2H4

CH3COONaCH4C2H2C6H6
Вариант №16
1. Определить структурную формулу соединения, в состав которого входят 31,8 % углерода,
5,3% водорода и хлор. 1,12 л (н.у.) паров этого вещества весят 5,65 г. При гидролизе его
образуется кислородсодержащее вещество, дающее при восстановлении вторичный
спирт. Ответ: 2,2-дихлорпропан
2. Составить уравнения превращений по схеме:
СH3OH→HCOOCH3→CH3CHO→CH3CHCH2CHO
↓
OH
Вариант №17
1. Составить уравнения превращений к схеме:
C2H5OH→CH3COOC2H5→CH3COCH3 +C2H5OH + ??
↓
↓
С3H8
C2H4
2. При сжигании 4 г спирта образовалось 4,51 г воды. Какова плотность паров спирта по
углекислому газу? Ответ: D=0,7273
Вариант №18
1. На сжигание 4,63 г одноатомного спирта затрачено 9,15 л кислорода (н.у.). Каково
молярное соотношение воды и углекислого газа после сгорания спирта.
Ответ: CO2 : H2O = 6:7
2. Составить уравнения превращений к схеме:
CO→CH3OH→HCHO + MgJCH3→?→СH3CHO + HCN→?
Вариант №19
1. Составить уравнения превращений к схеме:
CH3CHO→CH3CHCl2→CH3CHO→CH3COOH→CH3COONa→CH4
2. Какой объём уксусной кислоты (пл. 1,5 г/мл) потребуется для перевода 4,63 г спирта в
эфир, если при сжигании такой же навески требуется 9,74 л кислорода (н.у.), а выход эфира
составляет 70%?
69
Вариант №20
1. При сгорании одноатомного спирта образовалось 5,72 г воды и 12 г углекислого газа.
Сколько воздуха (при t=15°C и давлении 93кПа) потребуется для сжигания 1 кг этого
спирта? Ответ: 1,892 м³
2. Составить уравнения превращений к схеме:
C4H8→C4H8(OH)2→CO2→CO→CH4→C2H6→C2H4→C2H5Cl→C2H5OH
Вариант №21
1. Написать возможные структурные формулы углеводорода с открытой цепью, если при
сжигании 0,1 моля его образуется 5,4 г воды и 8,96 л CO2 (н.у.)
Ответ: бутины или бутадиены C4H6
2. Написать уравнения реакций к следующей цепочке превращений:
C2H5OH→C2H4→C2H4Cl2 →C2H2→CH3CHO→C3H7OH
Вариант №22
1. При пропускании смеси этана и ацетилена через склянку с бромной водой масс
содержимого склянки увеличилась на 1,3 г, а при полном сжигании такой же массы смеси
выделилось 14 л CO2 (н.у.). Определить состав исходной смеси и её объём.
Ответ: Vcм =7 л; φ этана = 0,84; φ ацетилена = 0,16
2. Написать уравнения реакций к следующей цепочке превращений:
C2H5OH+ Zn(CH3)2→CH3COCH2CH3→C4H10
Вариант №23
1. Сколько г кислоты можно получить из спирта на полное сжигание 2,73 г которого
затрачено 6,545 г кислорода, а выход кислоты 75%?
Ответ: 2,525 г пропионовой кислоты
2. Написать уравнения реакций к следующей цепочке превращений:
CO→CH4→C2H2→CH3CHO +MgJCH3→? + O→ CH3COCH3
Вариант №24
1. При сплавлении 9,6 г натриевой соли карбоновой кислоты с NaOHыделилось 2,24 л (н.у.)
газа. Определить, соль какой кислоты была взята для опыта.
Ответ: пропианат натрия
2. Написать уравнения реакций к следующей цепочке превращений:
CH4→CH3Br→C2H6→C2H5Br→C4H10→C4H8→C4H7Cl
Вариант № 25
1. 5,8 г кислородсодержащего вещества реагирует с гидразином, образуя соединение,
которое под действием едкой щёлочи распадается на два газа. Объём смеси газов составил
4,48 л (н.у.). Написать возможные изомеры исходного вещества.
Ответ: ацетон или пропаналь
2. Написать уравнения реакций к следующей цепочке превращений:
СH3COC2H5 +MgJCH3 →?→CO→CH3OH→HCHO→HCOOH
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
8.1 Рекомендуемая литература.
Модуль 1 «Общая химия»
70
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия : учебник для студ. хим.-технол. спец.
вузов / Ахметов Н. С. - 4-е изд., испр. - М. : Высшая школа, 2001 ; Академия. - 743 с.
2. Глинка Н. Л. Общая химия : учеб.пособие для вузов / Глинка Н. Л. ; под ред. А. И.
Ермакова. - 30-е изд., испр. - М. : ИНТЕГРАЛ-ПРЕСС, 2003-2010. - 728 с.
3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии : учеб. пособие для вузов / Глинка
Н. Л. ; под ред. В. А. Рабиновича, Х. М. Рубиной. - Изд. испр. - М. : Интеграл-Пресс,
2004. - 240 с.
4. Коровин Н. В. Общая химия : учебник для студ. вузов, обуч. по техн. направл. и спец.
/ Коровин Н. В. - М. : Высшая школа, 2000. - 558 с.
5. Коровин Н. В. Лабораторные работы по химии : учеб.пособие для студ.техн.направл.и
спец.вузов / Коровин Н. В., Мингулина Э. И., Рыжова Н. Г. ; Под ред.Н.В.Коровина. 3-е изд., испр. - М. : Высшая школа, 2001. - 253 с.
6. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
7. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов : учебник для студ.
вузов, обуч. по мед., биолог., агроном., ветеринарным, эколог. спец. / Ю. А. Ершов, В.
А. Попков, А. С. Берлянд, А. З. Книжник ; под ред. Ю. А. Ершова. - 2-е изд., испр. и
доп. - М. : Высшая школа, 2000; 2003. - 558 с.
8. Петрова Л. А. Химия : метод. реком. и контр. задания для студ. нехим. спец. заоч.
формы обучения / Петрова Л. А., Реут К. В., Дякина Т. А., Егорова В. Д. ; Гос. ком.
РФ по рыболовству, ФГОУВПО "Мурм. гос. техн. ун-т". - Мурманск : МГТУ, 2008. 174 с.
9. Хомченко И.Г. Общая химия : учебник / Хомченко И.Г. - М. : Новая волна, 1999 ;
ОНИКС. - 464 с.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Абкин Г.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М.: Высшая школа, 1988.
2. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Высшая школа, 1984.
3. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Строение вещества. - М.: Высшая школа, 1976.
4. Кемпбел Д. Современная общая химия. Т. 1-3. - М: Мир, 1975.
5. Неницеску К. Общая химия. - М: Мир, 1969.
6. Некрасов Б.В. Основы общей химии, т. 1-2. - М.: Химия, 1973.
7. Николаев Л.А. Современная химия. - М.: Просвещение, 1970.
8. Полинг А. Общая химия. М.: Мир, 1974.
9. Радецкий А.М., Курьянова Т.Н. Дидактический материал по общей химии. - М.:
Просвещение, 1997.
10. Слета Л.А., Черный А.В., Холин Ю.В. 1001 задача по химии с ответами, указаниями,
решениями. – М: Илекса, 2004.
11. Химия (справочник). Пер. с немецк./Под ред. В.А. Молочко и С.В.Крынкиной. - М.:
Химия, 1989.- 647 с.
12. Хомченко И.Г. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Высшая школа, 1989.
Модуль 2 «Неорганическая химия»
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец.
Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с.
2. Ахметов Н.С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической
71
химии.- М.: Академия,1999.-360с.
3. Глинка Н. Л. Общая химия : учеб.пособие для вузов / Глинка Н. Л. ; под ред. А. И.
Ермакова. - 30-е изд., испр. - М. : ИНТЕГРАЛ-ПРЕСС, 2003. - 728 с.
4. Мень Е. С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии : учеб.-метод.пособие / Мень Е. С. ; М-во образования
РФ,Мурм.гос.пед.ун-т. - Мурманск, 2004. - 68 с.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988.
Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая школа, 1984.
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Строение вещества.- М.: Высшая школа, 1976.
Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии.- М.: Мир, 1979. - 677 с.
Николаев Л.А. Современная химия.- М.: Просвещение, 1970.
Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия.- Ленинград:
Химия, 1981.
Реми Г. Курс неорганической химии. - М.: Мир,1972.
Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия.- Высшая школа, 1994. - 542 с.
Химия: Справочник /Под ред. В.А. Молочко, С.В. Крынкиной.- М.: Химия, 1989.- 647
с.
Модуль 3 «Аналитическая химия»
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Артеменко А. И. Органическая химия : учебник для студ. строит. спец. вузов /
Артеменко А. И. - 4-е изд., перераб. и доп. - М. : Высшая школа, 2000. - 559 с.
2. Деркач С. Р. Практикум по аналитической химии : учеб. пособие для студ. направл. и
спец. 020100 (020101.65) "Химия" : Ч. 1 : Классические методы количественного
анализа / Деркач С. Р. ; Гос. ком. РФ по рыболовству, ФГОУВПО "Мурм. гос. техн.
ун-т". - Мурманск : МГТУ, 2007. - 124 с.
3. Мень Е.С., Мень С.А. Аналитическая химия. Качественный анализ катионов и
анионов. Мурманск: МГПИ, 2001.
4. Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
5. Основы аналитической химии : задачи и вопросы : учеб. пособие для вузов / Фадеева
И. В., Барбалат Ю. А., Гармаш А. В. ; под ред. Ю. А. Золотова. - М. : Высшая школа,
2002. - 412 с.
6. Основы аналитической химии. Практическое руководство : учеб. пособие для студ.
ун-тов, вузов, обуч. по хим.-технол., сельскохоз., мед., фармацевт.спец. / В. И.
Фадеева, Т. Н. Шеховцова, В. М. Иванов и др. ; под ред. Ю. А. Золотова. - М. :
Высшая школа, 2001. - 463 с.
7. Основы аналитической химии : учебник для вузов : в 2 кн. : Кн. 1 : Общие вопросы.
Методы разделения / под ред. Ю. А. Золотарева. - 2-е изд., перераб. и доп. - М. :
Высшая школа, 2000. - 351 с.
8. Основы аналитической химии : учебник для вузов : в 2 кн. : Кн. 2 : Методы
химического анализа / под ред. Ю. А. Золотарева. - 2-е изд., перераб. и доп. - М. :
Высшая школа, 2000. - 494 с.
9. Основы аналитической химии : учеб. пособие для вузов : в 2 кн. : Кн.1 : Общие
вопросы. Методы разделения / Ю. А. Золотов, Е. Н. Дорохова, В. И. Фадеева и др. ;
под ред. Ю. А. Золотова. - 2-е изд., перераб. и доп. - М. : Высшая школа, 2002. - 351 с.
10. Основы аналитической химии : учебник для вузов : в 2 кн. : Кн. 2 : Методы
химического анализа / Дорохова Е. Н., Фадеева В. И. ; под ред. Ю. А. Золотова. - 2-е
изд., перераб. и доп. - М. : Высшая школа, 2002. - 494 с.
72
11. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия. Аналитика : учебник для вузов : в 2 кн. : Кн.
1 : Общие теоретические основы. Качественный анализ / Харитонов Ю. Я. - 2-е изд.,
испр. - М. : Высшая школа, 2003. - 615 с.
12. Хадыкина Е. А. Практикум по химии комплексных соединений (реакции
комплексообразования в растворах) : [учеб. пособие для студ. вузов, обуч. по спец.
020101 "Химия"] / Хадыкина Е. А., Деркач С. Р. ; Федер. агентство по рыболовству,
ФГОУВПО "Мурм. гос. техн. ун-т". - Мурманск : МГТУ, 2010. - 96 с.
13. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия. Аналитика : учебник для вузов : в 2 кн. : Кн.
2 : Количественный анализ. Физико-химические (инструментальные) методы анализа
/ Харитонов Ю. Я. - 2-е изд., испр. - М. : Высшая школа, 2003. - 559 с.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Алексеев В. Н. Количественный анализ. – М.: Химия, 1972.
Алексеев В. Н. Курс качественного химического полумикроанализа. – М.: Химия,
1979.
Алексеева Г. М. Анализ анионов. Методические указания. -СПб.: СПХФА, 1995.
Задачник по аналитической химии. – М.: Химия, 1993.
Крешков А. П. Основы аналитической химии. Книги 1,2,3. – М.: Химия, 1976.
Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. – М.: Химия, 1971.
Пономарев В. Д. Аналитическая химия. Книги 1 и 2. – М.: Химия, 1982.
Сельдерханова Л. Б., Яковлев К.И., Дьяченко С. А. и др. Качественный химический
анализ катионов: Методические указания. - СПб.: СПХФА, 1998.
Модуль 4 «Органическая химия»
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Артёменко А.И. и др. Практикум по органической химии. - М.: Высшая школа, 2001.
2. Артеменко А. И. Органическая химия : учебник для студ. строит. спец. вузов /
Артеменко А. И. - 4-е изд., перераб. и доп. - М. : Высшая школа, 2000. - 559 с.
3. Берестова Г. И. Практикум по органической химии : [учеб. пособие для студ. вузов] /
Берестова Г. И., Коновалова И. Н., Реут К. В., Степанова Н. В. ; Федер. агентство по
рыболовству, ФГОУВПО "Мурм. гос. техн. ун-т". - 2-е изд., доп. и перераб. Мурманск : МГТУ, 2009. - 180 с.
4. Мень Е.С.Приложение к учебному пособию «Цепочки превращений и примеры
синтезов по органической химии».- Мурманск: МГПИ , 2001. – 31 с.
5. Мень Е.С. Цепочки превращений и примеры синтезов по органической химии.Мурманск: МГПИ, 2001. – 50 с.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Грандберг И.И. Органическая химия. - М.: Дрофа, 2001.
2. Грандберг И.И. Практические работы и семинарские занятия по органической химии.
- М.: Дрофа, 2001.
3. Керри Ф., Сандберг Р. Углубленный курс органической химии.- М.: Химия, 1981.Т.1,2.
4. Моррисон Р., Бойд Р. Органическая химия. - М.: Мир,1974. – 1132 с.
5. Нейланд О.Я. Органическая химия. - М.: Высшая школа, 1990. - 751с.
6. Несмеянов А.Н., Несмеянов Н.А. Начала органической химии. - М.: Мир,1974. - Т.1,2.
7. Общая органическая химия. Под ред. Д. Бартона и Д. Оллиса. Пер. с англ. В
двенадцати томах. - М.: Химия, 1981-1986.
8. Органикум. Под ред. А.Н.Коста. Пер с нем. М.: Мир. -1992. - Т. 1,2.
9. Рейнгард В., Хофман В. Механизмы химических реакций. - М.: Химия, 1979. - 300с.
73
10. Сайкс П. Механизмы реакций в органической химии. - М.: Химия, 1991.- 448с.
11. Шабаров Ю.С. Органическая химия. - М.: Химия, 1994. - Т.1,2.
1.9 МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
1.9.1 Перечень используемых технических средств:
Лабораторная посуда: пробирки, мерные цилиндры, колбы конические, круглодонные,
химические стаканы, воронки, водяная баня, плитка, пипетки, тигли, предметные стекла.
Лабораторное оборудование: спиртовки, лабораторные штативы, штативы для пробирок,
планшетки для капельных реакций, подносы, зажимы-пробиркодержатели, шпателиложечки, подставки для реактивов, приборы для получения газов, прибор для измерения
скорости химических реакций.
Наборы химических реактивов (неорганическая химия): металлы и неметаллы, кислоты,
основания, хлориды, сульфаты, карбонаты, нитраты, фосфаты, кислые соли , индикаторы.
Наборы химических реактивов реактивы для количественного и качественного анализа
(определение анионов и катионов).
1. 9.2 Перечень используемых пособий:
«Основные понятия химии» (комплект фолий с сопроводительным текстом)/Под ред Л.В.
Кузнецовой, К.К. Власенко. М.: Росучприбор, 2004.
«Органические соединения» (комплект фолий с сопроводительным текстом)/Под ред Л.В.
Кузнецовой, К.К. Власенко. М.: Росучприбор, 2004.
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
Ряд активности металлов.
Таблица «Растворимость солей, кислот и оснований в воде».
Таблица «Плотность растворов щелочей и кислот».
Таблица «Относительная электроотрицательность атомов элементов».
Плакаты.
Видеофильмы.
1.10 Примерные зачетные тестовые задания.
Вводный тест
Вариант 1
1.Моль — это единица.
а) массы вещества б) объема вещества
в) количества вещества
2. По какой формуле можно рассчитать молярную концентрацию раствора?
а) W = m (в-ва)/m (р-ра)
б) СМ = ν/V
в) m=V×ρ
г) m (р-ра) = m (в-ва)+m (H2O)
3. Относительная плотность газа по водороду равна 14. Что это за газ?
а) О2 б) N2 в) CO2 г) CH4
74
4.По какой формуле можно рассчитать объем образующегося в ходе реакции газа при
нестандартных условиях?
а) υ = V/Vm
б) ρ = m/V
в) PV= υ RT
г) Cm = υ/V
5.Определите положение элемента в периодической системе Д.И. Менделеева, если
валентная электронная структура атома элемента 3s23p4 .Элемент находится
а) в 3-м периоде, в 4-й группе;
б) в 3-м периоде, в 6-й группе;
в) в 6-м периоде, в 3-й группе;
г) в 4-м периоде, в 6-й группе;
6. Атомы какого элемента имеют электронную конфигурацию внешнего слоя: …4s24p5?
а) 35Br б) 7 N
в) 33 As
г) 23V
7. Какая из приведенных электронных конфигураций соответствует атому марганца?
а) 1s22s22p63s23 p63d54s1
в) 1s22s22p63s23 p63d54s2
г) 1s22s22p63s23p63d14s24p2
8.Как изменяются металлические свойства элементов в IV периоде?
а) увеличиваются в) уменьшаются г) не изменяются
9.Укажитe степень окисления водорода в соединениях СаН2, NaAlH4.
а) -1
б) 0 в) +1
г) +2
10.Тип и кратность связи в молекуле азота
а) ковалентная неполярная, кратность связи 2;
б) ковалентная полярная, кратность связи 3;
в) ионная;
г) ковалентная неполярная, кратность связи 3;
11.Как изменяется полярность связей в ряду молекул?
H2O → H2S → H2Se → H2Te
а) не изменяется
б) увеличивается
в) уменьшается
12. Гидроксид натрия взаимодействует с раствором
а) с азотной кислотой
б) с гидроксидом калия
в) с водой
г) с сульфатом железа (II)
13. При взаимодействии растворов каких двух солей реакция является необратимой?
а) Na2SO4 и KCl
б) Na2SO4 и Ba(NO3)2
в) Ca(NO3)2и (NH4)2CO3
г) NaCl и KBr
14.Какая кислота может образоваться при взаимодействии оксида фосфора (V) с водой?
а) H3PO2 б) HPO2 в) H3PO3
г) HPO3
15. С какими из следующих веществ может реагировать оксид серы VI?
а) NaCl
б) Na2O
в) HNO3
г) Ca(OH)2
16.С какими из следующих веществ может взаимодействовать оксид цинка?
а) H2O
б) KOH
в) H2SO4
г) Al2(SO4)3
17. Укажите гидроксид, способный диссоциировать по типу кислоты:
а) Cr(OH)3, б) Mg(OH)2, в) CuОН,
г) Cu(OH)2:
18. C какими металлами может взаимодействовать раствор хлорида меди (II)?
75
а) Zn
б) Hg
в) Fe
г) Ag
19. Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительновосстановительными:
а) Fe2O3 + HCl
б) FeCl3 + H2S
в) Fe + HCl
г) SO2 + NaOH.
20. Какой соли соответствует название «гидрокарбонат железа (II)»?
а) Fe(HCO3)3 б) Fe(HCO3)2 в) FeOHCO3 г) (FeOH)2CO3
21. Какие из следующих веществ являются кристаллогидратами?
а) K2SO3
б) Sn(NO3)2∙20H2O
в) PbOH
г) BaS ∙ 6 H2O
22. Сколько граммов растворенного вещества содержит в 50 г раствора с массовой долей ω%
вещества = 10%?
а) 10 г б) 20 г в) 5
г)50 г
23. Как изменится скорость прямой реакции в системе: 2SO2 + О2 → 2SO3, ΔН = -192
кДж,
если при T = const увеличить давление в три раза?
а) увеличится в 3 раза;
б) не изменится;
в) увеличится в 27 раз;
г) уменьшится в 27 раз.
24.Что является признаком равновесия системы?
а) ΔG > 0;
б) ΔН ̊ < 0;
в) P = const,T = const;
г) ΔG° = 0.
25.Как сместить вправо равновесие в системе: СаСО3 →
СаО + СО2 - Q?
а) увеличить давление;
б) повысить температуру;
в) повысить концентрацию СаСОз;
г) повысить концентрацию СО2?
Вариант 2
1. В каких единицах измеряется молярный объем газа?
а) моль б) л/моль
в) г/моль
г) безразмерная величина
2.По какой формуле можно рассчитать массовую долю вещества в растворе?
а) W = m (в-ва)/m (р-ра)
б) СМ = ν/V
в) m=V×ρ
г) m (р-ра) = m (в-ва)+m (H2O)
3.Относительная плотность газа по водороду равна 8,5. Какой это газ?
а) СО б) Сl2 в) NH3
г) O2
4.По какой формуле можно рассчитать объем образующегося в ходе реакции газа при
стандартных условиях?
а) υ = V/Vm б) ρ = m/V
в) PV= υ RT
г) Cm = υ/V
5. Определите положение элемента в периодической системе Д.И. Менделеева, если
валентная электронная структура атома элемента 4s24p5 .Элемент находится
а) в 3-м периоде, в 4-й группе;
б) в 3-м периоде, в 6-й группе;
в) в 6-м периоде, в 3-й группе;
г) в 4-м периоде, в 7-й группе;
6. Определите положение элемента в периодической системе Д.И. Менделеева, если
валентная структура атома элемента 4s24p3 .
76
Элемент находится
а) в 3-м периоде, в 4-й группе
б) в 4-м периоде, в 5-й группе
в) в 4-м периоде, в 3-й группе
г) в 3-м периоде, в 5-й группе
7. Какая из приведенных электронных конфигураций соответствует атому железа?
а) 1s22s22p63s23 p63d54s1
б) 1s22s22p63s23p63d14s24p2
в) 1s22s22p63s23 p63d64s2
8.У какого элемента слабее выражены неметаллические свойства?
а) F б) Сl в) Br г) I
9.Чему равна степень окисления фосфора в соединении Mg3P2?
а) +3 б) +2 в) -3 г) -2
10. Связь между двумя атомами, образованная двумя обобществленными парами электронов,
называется
а)ионным взаимодействием
б) электровалентной связью
в)ковалентной связью
г)семиполярной связью
11. Как изменяется полярность связей в ряду молекул?
PH3 →
H2S →
HCl
а) не изменяется б) увеличивается
в) уменьшается
12. Гидроксид цинка не взаимодействует
1) с азотной кислотой 2) с гидроксидом калия 3) с соляной кислотой 4) с сульфатом
меди (II)
13.При взаимодействии растворов каких двух солей реакция является необратимой?
а) Na2SO4 и KCl
б) K2SO4 и BaCl2
в) Na2SO4 и NH4Cl
г) CH3COONa и Сu(NO3)2
14. Какая кислота образуется при взаимодействии оксида фосфора (III) с водой?
а) H3PO4 б) H4P2O7 в) HPO3
г) H3PO3
15. С какими из следующих веществ может взаимодействовать соляная кислота?
а) H2O
б) BaO
в) HNO3 г) BaSO4
16. C какими металлами может взаимодействовать раствор нитрата свинца (II)?
а) Hg
б) Zn
в) Au
г) Fe
17. При взаимодействии каких двух веществ происходит реакция нейтрализации?
а) Fe2O3 + HCl
б) Fe(OH)3 + HCl
в) FeCl3 + HSCN
г) Fe + HCl
18. Какой соли соответствует название «гидрокарбонат железа (III)»?
а) Fe(HCO3)3
б) Fe(HCO3)2
в) FeOHCO3
г) (FeOH)2CO3
19. Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительновосстановительными:
а) Al2O3 + HCl
б) AlCl3 + H2SO4
в) Al + H2S
г) СO2 + КOH.
20. Какие из следующих веществ растворяются в воде?
а) AgNO3 б) NaOH в) CuS г) AlPO4
77
21. Температура замерзания морской воды
а) выше, чем температура замерзания чистой воды;
2) ниже, чем температура замерзания чистой воды;
4) равна температуре замерзания чистой воды;
22. Сколько граммов растворенного вещества содержит в 70 г раствора с массовой долей ω%
веществава = 10%?
а) 10 г б) 20 г
в) 7
г)70 г
23. В каких случаях возможно самопроизвольное протекание химической реакции в
стандартных условиях:
а) ΔН° > 0, ΔS° < 0; б) ΔН° < 0, ΔS° > 0;
в) ΔН° = 0, ΔS° < 0;
г) ΔН° > 0, ΔS° = 0.
24. Почему при синтезе аммиака повышают температуру процесса?
а) для смещения равновесия вправо;
б) для повышения скорости реакции;
в) для снижения энергии активации;
г) для увеличения выхода продукта.
25. Куда сместится равновесие в системе:
С (тв.) + Н2О → Н2 + СО2 , ΔН = 131,4 кДж при повышении давления ?
а) равновесие не изменится;
б) сместится вправо;
в) сместится влево;
г) это зависит от теплового эффекта.
Ключ к правильным ответам
№
1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 1 1 1 1 1 1 1
вопро
0 1 2 3 4 5 6 7
са
Вари в б б в б а г б а г б а, б г б б а
г
г в
ант 1
Вари б а в а г г в г в в б г б в б а б
в
ант 2
по 1 баллу за правильный ответ
Менее 12 баллов – «2»
13-16 баллов – «3»
17-20 баллов – «4»
21 балл и более – «5»
1
8
1
9
2
0
2
1
2
2
2
3
2
4
25
б
г
а
в
б
в
в
а
б
в
а
в
б
в
в
в
б
г
г
в
Модуль 1-2. «Общая и неорганическая химия»
Вариант 1.
1. Укажитe степень окисления водорода в соединениях СаН2, КН, NaAlH4.
а) -1, б) 0, в) +1, г) +2.
2. В каких случаях возможно самопроизвольное протекание химической реакции в
стандартных условиях, если принять | ΔН° | >> | T ΔS°| :
а) ΔН° > 0, ΔS° < 0; б) ΔН° < 0, ΔS° > 0; в) ΔН° = 0, ΔS° < 0;
г) ΔН° > 0, ΔS° = 0.
3. Как сместится равновесие в системе при повышении температуры:
2SO2 + О2 →
2SO3, ΔН = -192кДж
а) сместится вправо; б) не нарушится; в) равновесие в газовых системах
зависит только от давления; г) сместится влево.
4. Укажите гидроксид, способный диссоциировать по типу кислоты:
1) Cr(OH)3, 2) Mg(OH)2, 3) CuОН, 4) Cu(OH)2:
а) 3, б) 4, в) 1, г) 2.
Вариант 2.
78
1. Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительновосстановительными:
а) Fe2O3 + HCl ; б) FeCl3 + H2S ; в) Fe + HCl ; г) SO2 + NaOH.
2 NO2 = N2O4
2. Для реакции димеризации:
ΔН = -58,03 кДж/моль и
ΔS = -176,52 Дж/моль К .
При какой температуре К наиболее вероятна димеризация?
а) 373; б) 273; в) 473; г) 263.
3. Как сместится равновесие в системе при повышении давления:
N2 + 3Н2
→ 2NH3
ΔН = -92кДж.
а) сместится влево; б) сместится вправо;
в) давление не влияет на равновесие, т.к. в данном случае Н < 0;
г) возрастет скорость реакции.
4. В каком из 10%-ых растворов содержится наибольшее число растворенных молекул:
1) HNO3; 2) КNО3; 3) НСl; 4) NaCl.
а) 3; б) 1; в) 4; г) 2.
Вариант 3.
1. Какое соединение (или ноны) хром образуется при восстановлении Сг2О72- в
щелочном растворе:
а) CrO42- ; б) [Cr(OH)4]-; в) Cr(OH)3 ; г) Сг3+.
2. Определите теплоту образования сероводорода по уравнениям:
H2S + 3/2 О2 = H2O + SO2 ; ΔН =-518,59 кДж;
S + О2 = SO2 ;
ΔН = -296,90 кДж;
Н2 + 1/2 О2 = Н2О;
ΔН = -241,84 кДж.
а) -20,15; б) -64,18; в) -1057,3; г) 1101,31.
3. Как изменится скорость прямой реакции в системе:
2SO2 + О2 → 2SO3, ΔН = -192 кДж,
если при T = const увеличить давление в три раза?
а) увеличится в 3 раза; б) не изменится;
в) увеличится в 27 раз; г) уменьшится в 27 раз.
4. У какого раствора наибольший рН:
1) [H+] = 10-7 моль/л; 2) [ОН-] = 5,10-8; 3) [ОН-] = 10-4; 4) [ОН-] = 5,10-10.
а) 2; б) 1; в) 4; г) 3.
Вариант 4.
1. Укажите ионы, способные проявлять только окислительную функцию:
а) СrО2- ; б) NO ; в) AsO33- ; г) Н+.
2. Определите ΔН и ΔG для процесса:
Мg + СО2 = СО + МgО, пользуясь справочными данными.
а) -318,24 и 311,7; б) 318,24 и -311,7;
в) -318,24 и -311,7; г) 318,24 и 311,7.
3. Куда сместится равновесие в системе: FeO + СО → Fе + СО2 + Q,
если увеличить концентрации исходных веществ:
а) не изменится, б) сместится вправо;
в) это зависит от знака Q; г) сместится влево.
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,1 н раствора серной кислоты,
предназначенного для реакции нейтрализации:
а) 9,8; б) 4,9; в) 9,6; г) 4,8.
Вариант 5.
1. Какие продукты образуются при восстановлении перманганата калия в
сильнощелочной среде:
а) МnО(ОН)2; б) Мn2+; в) MnO2; г) MnO42-.
79
2. Возможно ли при стандартных условиях разложение нитрата аммония по уравнению:
NH4NO3 → N2O +2H2O.
Ответ подтвердите расчетом, пользуясь справочными данными.
а) да; -169,9; б) нет, +169,9; в) да, + 169,9; г) нет, -169,9.
3. Почему при синтезе аммиака повышают температуру процесса?
а) для смещения равновесия вправо; б) для повышения скорости реакции;
в) для снижения энергии активации; г) для увеличения выхода продукта.
4. Какой объем нормального раствора можно приготовить из 1 кг 63%-ой HNO3:
а) 5 л; б) 15 л; в) 10 л; г) 25л.
Вариант 6.
1. В каком случае происходит процесс окисления:
а) Р →Н РО2; б) КМnО4 → MnО2;
в) НNО3 → NO2; д) Сl2О → КС1.
2. При образовании 2.69·10‫־‬² кг хлорида меди (II) из простых веществ выделяется 41.17
кДж теплоты. Найти энтальпию образования хлорида меди (II).
а) -857,7; б) 205,9; в) 857,9; г) -205,9.
3. Как сместится равновесие в системе:
3 NO2 + Н2О → 3 HNO3 + NO - 138 кДж,
если повысить температуру на 10̊С?
а) сместится вправо; б) не изменится, но скорость возрастет в 2 раза;
в) сместится влево; г) не изменится, но скорость возрастет в γ раз.
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0.5 н Na2CO3?
а) 106; б) 26.5; в) 84; г) 53.
Вариант 7.
1. Какое вещество образуется при реакции:
Fe + H2SO4 (разбавл.)
а) H2S; б) Н2; в) SO2; г) S.
2. Сколько кДж тепла выделится при сгорании 0.1 кг метанола?
а) 679,48; б) 2271; в) 2123,0; г) 726,6.
3. Как повлияет увеличение давления на равновесие в системе:
3NO2 + H2О → 3HNO3 + NO - 138 кДж
а) сместится влево;
б) не нарушится;
в) возрастет только скорость процесса;
г) сместится вправо
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,3 н Н3РО4?
а) 9,8; б) 9,5; в) 4,25; г) 4,9.
Вариант 8.
1. Расставьте коэффициенты в уравнении:
Sb2O5 + НCl → Н3SbCl6 + Cl2 + H2O
и подсчитайте сумму всех коэффициентов.
а) 9; б) 17; в) 26; г) 29.
2. Вычислить Н (кДж) реакции:
CH3OH + CH3COOH ----> CH3COOCH3 + H2O,
если энтальпии сгорания спирта, кислоты и эфира соответственно равны:
- 1366,91, - 873,79, и – 2254.21 кДж/моль.
а) – 299,4; б) 13,5; в) 299,4; г) -13,5.
3. Как изменится скорость прямой реакции в системе:
2 SO2 + O2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж,
если при Т = const увеличить давление в 2 раза?
а) увеличится в 8 раз; б) уменьшится в 2 раза;
80
в) уменьшится в 8 раз; г) увеличится в 2 раза.
4. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,2 н MgSO4?
а) 24; б) 12; в) 1,204; г) 12,04.
Вариант 9.
1. Какова степень окисления углерода в соединениях CH3Cl и C2H4:
а) - 2; б) - 4; в) 0; г) + 4.
2. Какие величины являются функциями состояния процесса:
а) работа расширения;
б) теплота, передаваемая через изменение микросостояния;
в) теплота, передаваемая через изменение макросостояния;
г) внутренняя энергия .
3. В реакции: А + 2В →2С + 3D равновесная концентрация А равна 1, а исходная СА =1,1 моль/л. Определить выход продукта D.
а) 1%; б) 10%; в) 10,10%; г) 50%.
4. Какой объем 0,1- нормального раствора H2SO4 можно приготовить из 70 мл 50%-го
раствора этой кислоты (пл. = 1,40 г/мл )?
а) 5,5 л; б) 12 л; в) 10 л; г) 1,2 л.
Вариант 10.
1. Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:
а) Fe2O3 + H2SO4; б) Сl2 + КОН;
в) SO2 + NaOH; г) HgO + HNO3;
2. На основе расчета укажите пару наиболее устойчивых К нагреванию гидроксидов:
а) КОН и Са (ОН)2; б) Са (ОН)2 и Сu (ОН) 2;
в) А1 (ОН)3 и Ca (OH) 22; г) КОН и Сu (ОН) 2.
3. Как изменится давление в равновесной системе по отношению к первоначальному:
N2 + 3 H2 → 2NH3
Δ H = - 92кДж?
если равновесные концентрации равны:
[ N2 ] = 0,9; [ Н2 ] = 0,6 и [ NH3 ] = 6 моль/л
а) увеличится в 1,8 раза; б) уменьшится в 1,8 раза;
в) уменьшится в 1,4 раза; г) не изменится.
4. Сколько мл 40%-го раствора H3PO4 (ρ = 1,25 г/мл) требуется для приготовления 400
мл 0,25 М раствора кислоты?
а) 19,6; б) 39,2; в) 40; г) 9.8.
Вариант 11.
1. Укажите реакции диспропорционирования:
а) 4HNO3 → 4 NO2 + 2Н2O + O2; б) 2 KClO3 → КCl + 3O2;
в) 4 КС1О4 → 3 KClO3 + КС1; г) 2 НС1О → 2 НС1 + О2.
2. Определите энтальпию образования оксида азота (I), исходя из уравнений:
С + 2 N2O → СО2 + 2 N2; Δ Н° - 556,61 кДж;
C + O2 → CO2; Δ Н° - 393.51 кДж
а) 81,55; б) 326,2; в) 163,1; г) – 81,55.
3. В каком направлении сместится равновесие в системе:
2SO2 + О2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж в результате введения инертного газа при V=
const.
а) в обратном; б) в прямом; в) не сместится; г) равновесие не изменится.
4. Сколько мл 40%-го раствора Н3PO4 (ρ = 1,25 г/мл ) требуется для приготовления 3 л
0,15 н раствора Н3PO4?
а) 14,7; б) 58,4; в) 12,5; г) 29,4.
Вариант 12.
81
1. В каком из преобразований происходит процесс окисления:
а) Н2SO3 → H2SO4;
б) Сl2О → НС1;
в) Р2О5 → HPO3;
г) FeSO4 → Fe2(SO4)3.
2. Вычислить Δ Н°298 и Δ S°298 реакции, пользуясь справочными данными:
НgО + Н2 -----> Нg + Н2О
а) - 151,13 и 15,3;
б) + 151,13 и 15,3;
в) – 151,13 и - 64,02;
г) + 151,13 и 64,2.
3. В каком направлении сместится равновесие в системе:
N2 + 3 H2 → 2NH3, Δ Н = - 92 кДж
в результате введения инертного газа при V= const.
а) не сместится;
б) равновесие не изменится;
в) в прямом;
г) в обратном .
4. Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 кг 42%-го раствора NaOH ?
а) 656 мл;
б) 1312;
в) 1288;
г) 644.
Вариант 13.
 Какие частицы могут проявлять только восстановительные функции:
а) J‫ ;־‬б) Сг³+; в) Cr2O7²‫ ;־‬г) N2H4;
 С помощью справочных данных найдите Δ G°298 для процесса:
3 SiO2 + 4 В → 3 Si + 2 В2О2
и определите, возможен ли этот процесс в стандартных условиях.
а) - 45,7; да;
б) – 97,84; да;
в) 45,7 кДж; нет;
г) 97,84; нет.
 При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль·с‫־‬¹. Какова скорость реакции
при 10°С, если температурный коэффициент γ равен 2?
а) 0,02;
б) 20,48;
в) 40,96;
г) 0,01.
 Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 л 42%-го раствора NaOH
(ρ=1,45 г/мл)?
а) 1990; б) 1903; в) 951,5; г) 945.
Вариант 14.
5. Какие продукты образуются в реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой:
а) NO2;
б) Н2;
в) NH4NO3;
г) NO.
6. Определить энтальпию превращения S (моноклинной) → S (ромбич.), исходя из
следующих циклов:
82
S (монокл.) + О2 → S О2 + 297,2 кДж;
S (ромбич.) + О2 → S О2 + 296,9 кДж.
а) -594,1;
б) -0,3;
в) 0,3;
г) 594,1.
7. При повышении температуры растворимость селитры увеличивается. Каков знак
изменения энтальпии растворения?
а) ΔН < 0;
б) ΔН = 0;
г) ΔН > 0.
8. Сколько мл 8,5%-го раствора гидросульфита натрия (ρ = 1,08 г/мл ) можно
перевести в сульфат с помощью 400 мл 2,5 н раствора NaOH?
а) 1310; б) 655;
в) 327; г) 565.
Вариант 15.
 Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной азотной
кислоте:
а) СО2; б) СО;
в) Н2СО3; г) СН4.
 Энтальпия образования оксида алюминия равна -1675 кДж/моль. Сколько теплоты
выделится пои образовании 10 г оксида алюминия
а) 39,2; б) 400,3;
в) 1675; г) 164.2.
 Как сместить вправо равновесие в системе:
СаСО3 → СаО + СО2 - Q?
а) увеличить давление;
б) повысить температуру;
в) повысить концентрацию СаСОз;
г) повысить концентрацию СО2?
 Сколько мл 0.4 н H2SO4 можно нейтрализовать прибавлением 800 мл 0,25 н раствора
NaOH?
а) 250; б) 1000;
в) 500; г) 575.
Вариант 16.
1. В уравнении:
КМnО4 + K2S + H2O → МnО2 + S + КОН расставьте коэффициенты и укажите их
сумму:
а) 6;
б) 10;
в) 20;
г) 22.
2. Определить теплоту сгорания метана
а) + 890,31;
б) – 890,31;
в) – 74,88;
г) + 74,88.
3. Скорость прямой реакции: 2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж
при концентрации оксида азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0.5 моль/л равна 0,018
83
моль/(л.мин). Найти константу скорости реакции.
а) 0,1;
б) 0,06;
в) 1,0;
г) 1,2.
4. Смешаны 3 л 0.1 М Н3РО4 с 2 л 9%-го раствора этой же кислоты (ρ = 1,05 г/мл).
Вычислить нормальность полученного раствора.
а) 1,554; б) 0,668;
в) 1,337; г) 0,337.
Вариант 17.
1. Какой металл при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой может
восстановить её до NO:
а) Cs; б) Сu;
в) Са; г) A1.
2. Вычислить тепловой эффект взаимодействия 10‫־‬³ м³ водорода (н.у.) с хлором
а) – 1,97; б) – 0,98;
в) – 8,24; г) – 4,12.
3. Вычислить равновесную концентрацию оксида кислорода в системе:
2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж, когда оксида азота (II) станет 0,04 моль/л,
если начальная концентрация оксида азота (II) составляет 0.06, а кислорода – 0,1
моль/л.
а) 0,09; б) 0,01;
в) 0,04; г) 0,02.
4. Смешаны 1,2 л 3,5%-го КОН с 1.8 л 2,5%-го раствора NaOH. Плотность обоих
растворов ρ = 1,05 г/мл. Вычислить нормальность полученного раствора щелочи.
а) 0,322; б) 1,87;
в) 1,33; г) 0,643.
Вариант 18.
1. Расставьте коэффициенты в уравнении:
P + J2 + H2O → H3PO3 + HJ
и укажите коэффициент перед веществом, которое восстанавливается
а) 6; б) 3; в) 2; г) 4.
2. Определить знак изменения энтропии в реакции:
2А2 (г) + В2 → А22В (ж).
Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?
а) нет, так как ΔS < 0; б) да, при высокой температуре;
в) да, при низких температурах; г) да, если ΔН < 0, и | ΔH |>| TΔS |
3. Определить температуру ( ̊С ), при которой давление диссоциации CaCO3 в реакции:
CaCО3 → СаО + CO2 - Q составляет 202650 Па.
а) 770; б) 970; в) 870; г) 1070.
4. 250 мл 4 н NaOH смешаны со 150 мл 6 н КОН. Вычислить нормальность полученного
раствора. Какой массе КОН соответствует 1 мл полученного раствора ?
а) 4,75 н и 0,2665 г; б) 3,75 и 0,2665; в) 4,75 и 0,1337; г) 3,75 и 0,1337.
Вариант 19.
1. Какова степень окисления кислорода в соединениях К2О2 и СаО2:
а) -1; б) 0; в) -2; г) +2.
2. В каких случаях возможно протекание химической реакции, если |ΔН| < |T ΔS|:
а) энергия Гиббса увеличивается; б) энтропия уменьшается;
в) энергия Гиббса уменьшается; г) если и ΔН, и ΔS уменьшаются.
3. Известь растворяется в воде с выделением теплоты. Как влияет повышение
температуры на растворимость извести ?
84
а) растворимость повышается; б) не влияет;
в) это зависит от давления; г) растворимость понижается.
4. Сколько мл 6%-го раствора соляной кислоты с плотностью 1,03 г/мл следует
прибавить к 400 мл 0,05 н AgNO3 для полного осаждения AgCl?
а) 23,6; б) 11,8; в) 5,9; г) 22,4.
Вариант 20.
1. Укажите реакции, которые являются окислительно-восстановительными:
а) Fe2O3 + HNO3; б) NO2 + SO2;
в) SO2 + КОН; г) PbO + HCl (конц.)
2. По справочным данным рассчитайте значения ΔG° реакций соответствующих оксидов
металлов с СО2 и определите, какой из карбонатов наиболее устойчив:
а) ВаСО3; б) СаСО3; в) MgCO3; г) ВеСОз.
3. Куда сместится равновесие в системе: С (тв.) + Н2О -----> Н2 + СО2
ΔН = 131,4 кДж при повышении давления ?
а) равновесие не изменится; б) сместится вправо;
в) сместится влево; г) это зависит от теплового эффекта.
4. К какому объему 0,2 н раствора аммиака следует добавить 20 мл 35%-го раствора NH3
( ρ = 0,88 г/мл) для получения 0,5 н раствора нашатырного спирта?
а) 23,46; б) 11,73; в) 5,8; г) 12,84.
Вариант 21.
1. Какие соединения проявляют окислительно-восстановительную двойственность:
а) Li; б) F2; в) О2; г) H2S.
2. Определить энтальпию образования метанола из реакции:
СН3ОН + 3/2 О2 → СО2 + Н2 О (ж) + 726,64 кДж
а) - 238,7; б) - 376,7; в) 154,2; г) – 154,4.
3. Как изменится скорость химической реакции
СН3ОН + 3/2 О2 → СО2 + Н2 О (ж) + 726,64 кДж,
если при увеличении температуры на 30°С константа скорости реакции возрастет в
100 раз ?
а) увеличится в 27 раз; б) возрастет в 100 раз;
в) увеличится в 800 раз; г) не изменится.
4. Вычислить нормальность 60%-ой уксусной кислоты с ρ=1,068.
а) 5,33; б) 6,75; в) 3,67; г) 10,67.
Вариант 22.
1. В какой из перечисленных реакций образуется осадок темно-бурого цвета:
а) KMnO4 + KJ + H2SO4;
б) КМnO4 + Ва(ОН)2;
в) КМnО4 + KJ + Н2О;
г) MnSO4 + NaOH.
2. Найти ΔН и ΔS для реакции оксида углерода (II) с водяным паром
а) -2,84 и -76,94; б) +2,84 и +76,94; в) +2,84 и – 76,94; г) -2,84 и + 76,47.
3. Как сместить вправо равновесие в реакции:
Сl2 + Н2 → 2НС1, ΔН = -175,7 кДж.
а) увеличить давление в системе;
б) снизить давление;
в) увеличить температуру;
г) повысить концентрацию исходных веществ.
4. Вычислить нормальность 49%-го раствора Н3РО4 с ρ = 1,33 г/мл.
а) 19,95; б) 9,9; в) 18,88; г) 4,95.
Вариант 23.
1. Какой ион придает раствору оранжевую окраску:
85
а) Сг³+; б) Сг²+; в) СгО4²‫ ;־‬г) Сг2О7²‫־‬.
2. Вычислить ΔG0 для процесса: Fe2О3 + 3 СО → 2 Fe + 3 СО2.
Возможен ли этот процесс в стандартных условиях?
а) - 31,35; да; б) 31,35; нет; в) - 31,35; нет; г) 31,35; да.
Как изменится скорость прямой реакции Сl2 + Н2 -----> 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж, при
увеличении давления в 5 раз ?
а) не изменится; б) увеличится в 25 раз;
в) увеличится в 5 раз; г) уменьшится в 5 раз.
3. Вычислить нормальность 36 %-ой HNO3 (ρ = 1,22 г/мл)
а) 3,48; б) 9,66; в) 6,97; г) 4,83.
Вариант 24.
1. Какой из продуктов образуется при взаимодействии меди с концентрированной
серной кислотой:
а) H2; б) Н2; в) SO2; г) S.
2. Определить тепловой эффект реакции: СаО + СО2 → СаСО3, если при
взаимодействии 140 г СаО выделяется 443,06 кДж теплоты.
а) – 1522,4; б) – 739,86; в) – 148,88; г) 148,88.
3. Равновесие в реакции Сl2 + Н2 → 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж, установилось при
следующих концентрациях участвующих в ней веществ: водорода – 0,25, хлора – 0,05,
хлороводорода – 0,9 моль/л. Определить исходные концентрации хлора и водорода.
а) 0,5 и 0,7; б) 0,7 и 0,5; в) 0,95 и 1,15; г) 1,15 и 0,95.
4. Вычислить нормальность 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл)
а) 18,4; б) 9,2; в) 4,9; г) 36,8.
Вариант 25.
1. Какое соединение фосфора образуется в реакции его с азотной кислотой:
Р + HNO3 (конц.)
а)PH3; Б) Н3РО4; в) Р2О5; г) Н3РО4.
2. Вычислить изменение энтальпии перехода С (алмаз) -----> С (графит), исходя
из следующих уравнений:
С (алмаз) + О2 → СО2 + 395,4 кДж:
С (графит) + О2 → СО2 + 393,5 кДж .
а) – 10,5; б) + 1,9; в) – 1,9; г) + 10,5.
3. Вычислить константу равновесия реакции: РСl5 -----> РСl3 + Сl2 + Q, если при
некоторой температуре из 2 моль хлорида фосфора (V), находившегося в закрытом
сосуде вместимостью 10 л, разложению подвергаются 1,5 моль.
а) 6,15; б) 0,75; в) 100; г) 0,45.
4. Вычислить молярность 6,91%-го раствора Ва(ОН) 2 · 8 Н2О (ρ = 1,04 г/мл )
а) 0,228; б) 0,114; в) 0,45б; г) 0,057.
Вариант 26.
1. Расставьте коэффициенты в уравнении и подсчитайте их сумму:
Вг2 + КОН → KBrO3 + KBr + Н22О
а) 18; б) 9; в) 15; г) 12.
2. Рассчитать изменение энтальпии при инверсии сахарозы:
С12H22O11 + H2O → 2 C6H12O6.
а) – 302,2; б) 16,78; в) + 302,2; г) – 16,3.
3. Константа равновесия реакции: СО + Сl2 → СОСl2 - 109,6 кДж
при некоторой температуре равна 40. Вычислить начальную концентрацию хлора,
если в состоянии равновесия концентрация оксида углерода (II) равна 0,2, а фосгена
0,8 моль/л.
а) 0,2; б) 0,8; в) 0,9; г) 0,1.
4. Вычислить нормальность 61,4 %-го раствора MgSO4 · 7 Н2О (ρ = 1,31 г/мл).
86
а) 3,26; б) 6,52; в) 2,63; г) 5,26.
Вариант 27.
1. Какое вещество образуется в результате реакции:
Са + H2SO4 (конц.) →
а) Н2;
б) H2S;
в) S;
г) SO2.
2. Сколько теплоты выделится при взрыве 1 л гремучего газа (н.у.):
а) 7,19;
б) 8,36;
в) 12,3;
г) 20,14.
3. Определить парциальное давление (атм.) хлорида фосфора (V) в равновесной газовой
смеси: СО + Сl2 → СОСl2 - 109,6 кДж, если при 523 К и 202650 Па объемная
доля хлора в ней составляет 40,7%.
а) 0,74;
б) 0,63;
в) 0,37;
г) 0,81.
4. Вычислить массовую долю вещества в 10 н серной кислоте (ρ = 1,29)
а) 19,05;
б) 45;
в) 96,3;
г) 38,1.
Вариант 28.
1. В уравнении реакции
К2Сг2О7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2 (SO4)3 + О2 + K2SO4 + Н2О
укажите коэффициент перед восстановителем и расставьте коэффициенты.
а) 5;
б) 7;
в) 3;
г) 10.
2. Что является признаком равновесия системы?
а) ΔGψ > 0;
б) ΔН ̊ < 0;
в) P = const,
T = const; г) ΔG° = 0.
3. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в
625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 5.
а) 10; б) 40;
в) 125; г) 25.
4. Вычислитъ массовую долю вещества в 14,8 н водном растворе аммиака
(ρ = 0,90 г/мл).
а) 27,95; б) 30;
в) 25,5; г) 13,92.
Модуль 3 «Аналитическая химия»
Вариант 1.
1..Определить константу диссоциации кислоты, если в 0,1 М растворе степень ее
диссоциации 25%.
87
а) 8,33 ×10-3; б) 5,2 ×10-3; в) 3,33 × 10-1; г) 5,2 × 10-2.
2..Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
а) 1,72 моль/л; б) 3,54 моль/л; в) 2,48 моль/л; г) 2,04 моль/л.
3. В 0,5 л раствора содержится 4,1 г СН3СОONa. Вычислить рН и степень гидролиза соли.
а) 9,98; h = 6,78 × 10-3%; б) 7,6; h = 1,8%; в) 10,95; h = 7,6 × 10-2%;
г)
-3
8,88; h = 7,6 × 10 %.
4. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН2РО4 и 25 мл
0,2М К2НРО4.
а) 6,98; б) 7,50; в) 7,20; г) 6,50.
Вариант 2.
1. Вычислить рН раствора, полученного смешением 70 мл 0,2 М КН2Cit и 30 мл 0,1М
К2НCit (Cit3- - анион лимонной кислоты).
а) 4,00; б) 5,77; в) 4,09; г) 3,65.
2. Определить Ка, если в 0,01М растворе кислота диссоциирована на 30%.
а) 2,85 × 10-3; б) 1,32 × 10-2; в) 2,85 × 10-2; г) 1,28 × 10-3.
3. Какова молярность серной кислоты, если к 100 мл воды добавили 20 мл Н 2SО4 (ρ =
1,835 г/мл)?
а) 0,65М; б) 1,76М; в) 2,56М; г) 1,63М.
4. К 30 мл воды прибавили 5 мл 3М раствора КNO2. Вычислить рН раствора.
а) 8,46; б) 9,53; в) 10,80; г) 8,63.
Вариант 3.
1. Вычислить рН и степень гидролиза соли в 0,05М Na2СО3. Чему будет равен рН, если
раствор разбавить водой в 5 раз?
а) 10,67; 5,5%; 11,51; б) 11,51; 6,42%; 11,16;
в) 11,16; 3,34%; 10.67; г) 11,16; 4,42%; 9,78.
2. Вычислить рН раствора, полученного смешением 210 мл 0,1М Na2СО3 и 90 мл 0,М
НСl.
а) 10,45; б) 9,88; в) 11,9; г) 9,05.
3. Определить концентрацию раствора уксусной кислоты, если α = 2%.
Ка=1,75 × 10-5.
а) 0,032; б) 0,022; в) 0,044; г) 0,014.
4. В 0,5 л соляной кислоты содержится 0,1 моль НСl. Определить массовую долю
кислоты в растворе.
а) 0,245%; б) 0,322%; в) 0,567%; г) 0,728%.
Вариант 4.
1. К 250 мл 10%-ой НNO3 (ρ = 1,054 г/мл) добавили 200 мл 50%-ой азотной кислоты (ρ =
1,310 г/мл). Какова массовая доля кислоты в растворе?
а) 28,32%; б) 22,45%; в) 42,56%; г) 29,94%.
2. К 100 мл 0,2М НСООН прибавили 100 мл 0,2М КОН. Вычислить рН раствора.
а) 7,38; б) 8,98; в) 8,37; г) 8,65.
3. Вычислить рН раствора, полученного смешением 30 мл 0,1М КН2РО4 и 25 мл 0,2М
КОН.
а) 11,3; б) 12,2; в) 9,88; г) 8,76.
4. Определить степень диссоциации кислоты в растворе с концентрацией 10-3 моль/л. Ка
= 1,75 × 10-4.
а) 0,418; б) 13,2%; в) 1,32; г) 4,18%.
Вариант 5.
1. Определить рН в 0,01 М растворе бензойной кислоты, если Ка = 6,1 × 10-5.
а) рН - 5,3; б) рН - 6,7; в) рН - 4,6; г) рН - 3,1.
2. Сколько мл 96%-ой H2SO4 (ρ = 1,835 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 1 л 0,5М
раствора кислоты?
88
а) 27,81 мл; б) 22,45 мл; в) 14,87 мл; г) 16,34 мл.
3. В 200 мл раствора содержится 0,65 г KCN. Определить рН и степень гидролиза соли.
а) 8,88; h = 7,6 × 10-3%; б) 10,95; h = 1,6%;
в) 8,46; h = 6,8%; г) 9,8; h = 2,7%.
Вычислить рН раствора, полученного при смешении 30 мл 0,1М Na2СО3 и 15 мл 0,1М
NaHCO3.
а) 9,88; б) 8,88; в) 10,63; г) 11,90.
Вариант 6.
1.Вычислить рН раствора, полученного смешением 30 мл 0,2М KH2PO4 и 10 мл 0,1М
HCl.
а) 2,82; б) 3,24; в) 5,67; г) 7,20.
2. Определить рН в 0,1М растворе валерьяновой кислоты, если рК = 4,842.
а) 3,80; б) 4,6; в) 3,92; г) 2,92.
3.Сколько мл 30%-ой соляной кислоты (ρ = 1,089 г/мл) надо взять, чтобы приготовить 0,5
л кислоты с плотностью 1,098 г/мл?
а) 234 мл; б) 332 мл; в) 318 мл; г) 255 мл.
4. В 500 мл раствора содержится 2,52 г Na2СО3. Определить рН раствора.
а) 10,87; б) 11,50; в) 10,66; г) 11,23.
Вариант 7.
1. Вычислить рН и степень гидролиза соли в 0,05Na2С2О4. Чему будет равен рН, если
раствор разбавить в 10 раз?
а) 10,96; 4,5%; 8,97; б) 8,48; 6,1 × 10-3%; 7,98;
в) 8,66; 7,8 × 10-4%; 9,77; г) 7,67; 8 × 10-2; 11,2.
2. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,15М К2НРО4 и 45 мл 0,3М НСl.
а) 2,64; б) 3,97; в) 2,22; г) 4,66.
3. Определить степень диссоциации в 0,1 М растворе уксусной кислоты, если к ней
добавили равный объём 0,1М соляной кислоты.
а) 3,5 × 10-2; б) 0,875 × 10-2; в) 2,5 × 10-3; г) 1,75 × 10-2.
4. К 100 мл 0,5М раствора азотной кислоты добавили 100 мл 10%-го раствора этой же
кислоты (ρ = 1,054 г/мл). Какова молярность полученного раствора?
а) 1,08М; б) 1,65М; в) 0,55М; г) 0,6М.
Вариант 8.
1. Определить массовую долю Н3РО4, если к 1 л 0,5М раствора добавили 50 мл 25%-го
раствора кислоты (ρ = 1,145 г/мл).
а) 6,66%; б) 5,47%; в) 5,86%; г) 7,45%.
2. К 250 мл 0,4М НСl прибавили 250 мл 0,4М NаОН. Вычислить рН и степень гидролиза
соли.
а) 10,80; 2%; б) 11,05; 0,9%; в) 8,46; 1,8%; г) 8,95; 2,9%.
3. Вычислить рН раствора, полученного смешением 40 мл 0,2М КН2РО4 и 10 мл 0,2М
КОН.
а) 6,72; б) 7,65; в) 9,87; г) 5,64.
4. Определить концентрацию [Н+], [Н2АsО4-], [НАsО42-] в 0,1М растворе мышьяковой
кислоты. К1 = 5,89 × 10-3; К2 = 1,05 × 10-7; К3 = 3,89 × 10-13.
а) [Н+] = [Н2АsО4-] = 1,17 × 10-3; [НАsO42-] = 6 × 10-7;
б) [Н+] = [Н2АsО4-] = 1,27 × 10-3; [НАsO42-] = 5 × 10-6;
в) [Н+]= [Н2АsО4-] = 0,17 × 10-2;
г) [Н+]= [Н2АsО4-] = 2,42 × 10-2; [НАsO42-] = 1,05 × 10-7.
Вариант 9.
1.Определить [Н+], [НS-], [S2-] в 0,1М растворе Н2S. рК1 = 6,96; рК2=14.
а) [Н+] = [НS-] = 2 × 10-5; [S2-] = 10-7;
б) [Н+] = [НS-] = 1,05 × 10-4; [S2-] = 10-14;
89
в) [Н+] = [НS-] = 3 × 10-5; [S2-] = 10-5;
г) [Н+] = [НS-] = 4 × 10-7; [S2-] = 10-21.
2. Смешали 20 мл 10%-ой серной кислоты (ρ =1,066 г/мл) с 50 мл 20%-ой Н2SО4 (ρ =
1,139 г/мл). Какова массовая доля кислоты в растворе?
а) 15,30%; б) 13,54%; в) 17,28%; г) 14,66%.
3. Рассчитать рН раствора, полученного при сливании равных объемов 0,1М Н 2С2О4 и
0,2М NаОН. Вычислить степень гидролиза соли.
а) 6,98; 1,92 × 10-4%; б) 9,52; 1 × 10-2%;
в) 10,88; 2,17 × 10-3%; г) 7,77; 0,4%.
4. Рассчитать рН полученного раствора, если к 100 мл 0,0375М СН3СООН прибавили
0,102 г СН3СООNа.
а) 5,44; б) 5,32; в) 3,79; г) 4,27.
Вариант 10.
1. Вычислить рН раствора, полученного смешением 25 мл 0,2М СН3СООН и 15мл 0,1М
СНСООNа.
а) 5,76; б) 5,44; в) 2,78; г) 4,23.
2. Определить рН в 4%-ом растворе анилина. рКв =9,4.
а) 11,88; б) 9,12; в) 10,12; г) 8,57.
3. Смешали 30 мл 20%-ой НNО3 (ρ = 1,115 г/мл) с 30 мл 30%-го раствора НNO3 (ρ =
1,180 г/мл). Какова молярность полученного раствора?
а) 4,57 моль/л; б) 5,04 моль/л; в) 5,56 моль/л; г) 5,48 моль/л.
4.Сколько г СН СООNа нужно добавить к 500 мл воды, чтобы получить раствор с рН =
8,52?
а) 0,56 г; б) 1,12 г; в) 0,078 г; г) 1,22 г.
Модуль 4 «Органическая химия»
Вариант 1
1. Органическая химия – это …
а) химия соединений азота;
б) химия соединений фосфора;
в) химия соединений углерода.
2. Название «уксусная кислота» дано:
а) согласно тривиальной номенклатуре;
б) согласно рациональной номенклатуре;
в) согласно международной номенклатуре IUPAC.
3. Реакция хлорирования этилена относится к следующему типу:
а) замещения;
б) присоединения;
в) полимеризации
4. Как можно назвать данный углеводород:
CH3
CH3
C
CH3
CH3
а) пентан;
б) 2,2-диметилпропан;
в) тетраметилметан?
5. Закончите уравнение реакции: 2СН3Cl + 2Na →…
90
6. Осуществите превращения: С2H6 → C2H4 → C2H5OH
7. Как можно назвать данный углеводород: СН3 – СН = СН2
а) пропен;
б) пропин;
в) метилэтилен?
акт. уголь, 4500С
8. Закончите уравнение реакции: 3СН  СН
…
9. Осуществите превращения:
СН2 = СН2 → CH  CH → CH  C – СН = СН2
10. Как правильно назвать этот углеводород CH2 = CH – CH2 – CH3:
а) бутен-1;
б) бутен-2;
в) бутин-2?
11. Какие углеводороды имеют общую формулу СnH2n-2:
а) алканы;
б) алкены;
в) алкины;
г) диены?
12. Какое соединение получится при гидратации этилена:
а) этенол;
б) этанол;
в) этан?
13. Алкенами называются…
14. Как называются углеводороды, имеющие в молекуле одну тройную связь:
а) алканы;
б) алкены;
в) алкины;
г) диены?
15. Как называется этот радикал:
CH3
CH
CH3
а) винил; б) пропил; в) изопропил?
16. Как называется это соединение
СН2 = СН – СН = СН2:
а) дивинил;
б) дифенил?
в) бутадиен-1,3
17. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
С3Н4 → С3Н6С12 → С3Н6 →C3H8O
18. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
этан → хлорэтан → X → бутадиен-1,3
19. Напишите уравнения реакций присоединения одного или двух молей брома к одному
молю бутадиена- 1,3.
20. Напишите уравнения реакции, соответствующие следующей схеме:
С2Н4 → С2Н6О → С2Н6 → С4Н8Вг2
21. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
бутин-1 → X → бутин-2
91
22. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
метан → X → бензол
23. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
ацетилен → X → 2-хлорбутадиен-1,3
Вариант 2
1. Автором теории химического строения органических соединений является:
а) Жерар;
б) Берцелиус;
в) Бутлеров.
2. Название «этановая кислота» дано:
а) согласно тривиальной номенклатуре;
б) согласно рациональной номенклатуре;
в) согласно международной номенклатуре IUPAC.
3. Реакция хлорирования метана относится к следующему типу:
а) замещения;
б) присоединения;
в) полимеризации.
4. Как можно назвать данный углеводород:
CH3
CH
CH3
CH3
CH3
CH
CH3
CH3
а) бутан;
б) 2-метилпропан;
в) триметилметан?
5. Закончите уравнение реакции:
СН2 = СН2 + HCl → …
6. Осуществите превращения:
С2Н4 → C2H6 → C2H5Cl
7. Как можно назвать данный углеводород:
CH2
C
CH
CH2
CH3
а) изопрен;
б) бутадиол-1,3;
в) 2-метилбутадиен-1,3?
8. Закончите уравнение реакции:
СН  СН + Н2О → …
9. Осуществите превращения: СН  СН → СН2 = СН2 → СH2OH – CH2OH
92
10. Как правильно назвать этот углеводород CH  C – CH2 – CH3:
а) бутин-1;
б) бутен-2;
в) бутин-2?
11. Какие углеводороды имеют общую формулу СnH2n:
а) алканы;
б) алкены;
в) алкины;
г) циклоалканы?
12. . Какое соединение получится при гидратации ацетилена:
а) этенол;
б) этаналь (уксусный альдегид);
в) этан?
13. Алкинами называются…
14. Как называются углеводороды, имеющие в молекуле двойную связь:
а) алканы;
б) алкены;
в) алкины;
г) диены?
15. Как называется этот радикал:
CH3
CH3
C
CH3
а) винил;
б) изопропил; в) трет-бутил?
16. Как называется это соединение
:
а) дифенил;
б) дивинил;
в) фенилбензол?
17. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
С2Н4 → С2Н6 → С3Н8 →C3H8O
18. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
этен → хлорэтан → X → бутин-1
19. Напишите уравнения реакций присоединения одного или двух молей брома к одному
молю бутина- 1.
20. Напишите уравнения реакции, соответствующие следующей схеме:
С2Н4 → С2Н5Cl → С2Н4 → С2Н4Вг2
21. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
бутен-1 → X → бутен-2
22. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
93
превращения:
ацетилен → X → циклогексан
23. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:
CH3
→X→
Ключ к правильным ответам
Номер
вопроса
Ответ
Баллы
вариант 1
вариант 2
1.
в
в
1
2.
а
в
1
3.
б
а
1
4.
5.
6.
б, в
…С2H8 +2NaCl
Cr O
C2H6
C2H4+H2
Al O
C2H4 + Н2О
С2Н5ОН
б, в
CH3 – CH2Cl
2
1
2
7.
8.
а, в
…C6H6
а, в
…СН3СНО
9.
10.
11.
С2Н4
С2Н2 + Н2
CuCl
С2Н2 + С2Н4
CHC –
CH=CH2
а
б, г
С2Н2+Н2
С2Н4
[О]
С2Н4
СН2ОН– СН2ОН
а
б,г
1
2
12.
б
б
1
13.
…углеводороды, имеющие в
молекуле одну двойную связь.
…углеводороды, имеющие в
молекуле одну тройную связь.
1
2
Ni
3
2
3
C2H4+H2
C2H6
C2H6+Cl2 C2H5Cl + HCl
Cr2O3
2
Ni
2
2
94
14.
в
б
1
15.
в
в
1
16.
а, в
а, в
2
17.
С3Н4 + 2HCl  C3H6Cl2
C3H6Cl2 + Zn  C3H6
Н SO
C3H6 + H2O
C3H8O
2
18.
4 (л)
C2H6 + Cl2  C2H5Cl + НСl
C2H5Cl + КОН(сп. р-р)  С2Н5ОН +
KCl
Kt, 450 C
2C2H5ОН
CH2=CH–
CH=CH2 + 2H2O
CH2=CH– CH=CH2 + Br2 
CH2Br– CH=CH– CH2Br
или
CH2=CH– CH=CH2 + 2Br2 
CH2Br– CHВr-CHBr– CH2Br
C2H4+H2OC2H6O
[H]
C2H6O
C2H6
C2H6 + Cl2  C2H5Cl
C2H5Cl + 2Na  C4H10 + 2NaCl
C4H10 + 2Br2C4H8Br2 + 2HBr
CHC–CH2–CH3 + 2HBr  CH3–
CHBr2– CH2–CH3
CH3– CHBr2– CH2–CH3
+ 2KOH (сп. р-р)  CH3- CC-CH3
+ 2KBr
Kt, 450 C
2CH4
C2H2+H2
акт. уголь, 450 С
3C2H2
C6H6
0
19.
20.
21.
22.
0
0
Ni
3
C2H4+H2
C2H6
C2H6+Cl2 C2H5Cl + HCl
C2H5Сl + CH3Cl + 2Na  C3H8 +
2NaCl
C2H4 + HCl  C2H5Cl
2C2H5Cl + 2Na  C4H10 + 2NaCl
3
Ni
CHC–CH2–CH3 + 2H2
C4H10
CHC–CH2–CH3 + Br2 CHBr= CBr–
CH2– CH3
или
CHC–CH2–CH3 + 2Br2 CHBr2CBr2– CH2– CH3
C2H4 + HClC2H5Cl
C2H5Cl + КОН(сп. р-р)  С2Н5ОН +
KCl
Н SO
C2H5ОН
C2H4 + H2O
C2H4 + Br2  C2H4Br2
CH2=CH–CH2–CH3 + HBr  CH3–
CH2Br– CH2–CH3
CH3– CH2Br– CH2–CH3
+ KOH (сп. р-р)  CH3- CH=CH-CH3 +
KBr
акт. уголь, 450 С
3C2H2
C6H6
C6H6 + 3H2
2
2
4
4 (л)
0
2
2
Ni
C6H12
Pt, 4500C
Ni
23.
2C6H12 + C6H6
СНСН + С2Н2+Н2
С2Н4 3C6H10
Al O
C
H
+
CН
Сl

C
H
6 6
3
6 5CH3 + HCl
C2H4 + Н2О
С2Н5ОН
Kt, 450 C
2C2H5ОН
CH2=CH–
CH=CH2 + 2H2O
500 C
CH2=CH–CH=CH2 + Сl2
CH2=CCl–CH=CH2 + НСl
Итого
2
2
3
0
0
40
95
Менее 20 баллов - «2»
21-30 баллов «3»
31-35 баллов «4»
36 баллов и более – «5»
1.11 Вопросы к зачету.
1. Основные химические понятия: элемент, атом, молекула. Простое и сложное
вещество. Физические и химические явления. Вещество и поле как виды материи и
соотношение между ними.
2. Основные химические законы: постоянства состава, кратных отношений, закон
эквивалентов. Законы сохранения: энергии, массы, заряда.
3. Закон Авогадро и его следствия. Моль как мера количества вещества. Молярная
масса, молярный объём газа. Переход от массы к количеству вещества.
4. Строение атома: ядро, протоны, нейтроны, электроны. Понятие об электронных
орбиталях и квантовых числах.
5. Основные свойства атомов: заряд ядра, радиус, потенциал ионизации, сродство к
электрону, электроотрицательность. Изменение этих свойств в периодах и группах.
Металлические и неметаллические свойства элементов в зависимости от их
положения в ПС.
6. Степень окисления. Окислители и восстановители.
7. Основные классы химических соединений: бинарные соединения, гидроксиды
(кислоты и основания), соли (средние, кислые, основные, двойные). Номенклатура,
основные способы получения и химические свойства.
8. Природа и виды химической связи: ковалентная, полярная, ионная, донорноакцепторная. Водородная связь. Энергия и длина связи, кратные связи.
9. Основные понятия химической термодинамики: системы, параметры, процессы.
Критерии самопроизвольного протекания процессов.
10. Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Методы расчёта тепловых
эффектов химических реакций.
11. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ
в воде.
12. Понятие о растворах и способы выражения их состава: массовая доля, молярность,
нормальность.
13. Дисперсные системы. Классификация. Особенности физико- химических свойств.
14. Скорость химической реакции, константа скорости и её зависимость от температуры
и катализатора. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации.
15. Химическое равновесие. Константа равновесия, смещение равновесия. Влияние
концентрации, температуры и давления на равновесие. Принцип Ле Шателье.
16. Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения
химического равновесия. Степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные и
слабые электролиты.
17. Гидролиз растворов солей.
18. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод ионно-электронного баланса
при составлении уравнений ОВР.
19. Понятие об электролизе. Электролиз расплавов бескислородных солей, водных
растворов кислот, щелочей и солей.
20. Общая характеристика металлов по их положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Строение атомов, металлическая связь. Характерные химические свойства.
21. Общая характеристика неметаллов по их положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Строение атомов. Характерные соединения неметаллов и их свойства.
96
22. Водород в природе, получение, физические и химические свойства.
23. Кислород, его получение в лаборатории, физические и химические свойства.
24. Сера в природе, её получение, аллотропия и химические свойства.
25. Азот и его соединения, физико-химические свойства, получение в лаборатории.
26. Фосфор и его соединения, физические и химические свойства.
27. Методы аналитической химии. Выполнение аналитических реакций.
28. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора.
29. Электролиты. Закон разведения Оствальда.
30. Водородный показатель рН. Расчеты рН.
31. Равновесие в системе осадок-раствор. Произведение растворимости.
32. Качественный анализ Качественный систематический анализ катионов по кислотнощелочному методу.
33. Гравиметрические методы анализа.
34. Объемные (титрометрические) методы анализа.
35. Окислительно-восстановительные (редокс) методы титрования.
36. Физико-химические (инструментальные) методы анализа.
37. Классификация органических соединений. Особенности строения атома углерода,
основные функциональные группы.
38. Виды изомерии органических соединений.
39. Основные типы связей в органических соединениях и их характеристики.
Гомолитический и гетеролитический разрыв связей.
40. Классификация химических реакций в органической химии.
41. Предельные углеводороды: гомологический ряд, изомерия, химические свойства,
получение, применение.
42. Непредельные углеводороды: классификация, изомерия, характерные химические
свойства, получение, применение.
43. Кислородсодержащие органические соединения: классификация, функциональные
группы, изомерия, характерные химические свойства, получение, применение.
44. Углеводы: классификация, изомерия, характерные химические свойства, получение,
применение.
45. Азотсодержащие органические соединения: классификация, изомерия, характерные
химические свойства, получение, применение.
46. Непредельные углеводороды: классификация, изомерия, характерные химические
свойства, получение, применение.
47. Высокомолекулярные органические соединения. Основные отличия свойств
полимеров от свойств низкомолекулярных соединений.
48. Основные методы синтеза полимеров: радикальная и ионная полимеризация
(инициирование, рост и обрыв цепи), поликонденсация.
49. Важнейшие
представители
карбоцепных
(полиэтилен,
полипропилен,
поливинилхлорид, полиметилметакрилат, полиизопрен, тефлон) и гетероцепных
(полиамиды и полиэфиры) синтетических полимеров, области их практического
применения.
50. Белки, нуклеиновые кислоты и полисахариды как важнейшие представители
биополимеров.
Ответы на вопросы необходимо обязательно иллюстрировать примерами с использованием
химических веществ и при необходимости - химическими уравнениями реакций.
1.12 Примерный перечень заданий к зачету
представлен в разделе «Тексты задач и практических ситуаций для
самостоятельного решения при подготовке к итоговой аттестации»
97
1.13. Тематика рефератов.
1.14 Примерная тематика курсовых работ.
1.15 Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.
1.16 Методика исследования.
По учебному плану выполнение не предусмотрено.
1.17
Бально-рейтинговая система, используемая
оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
преподавателем
для
Специальности 050203.00 «Физика- информатика»
050202 «Информатика»
Посещение лекций – 40 баллов (по 4 балла за каждую)
Модуль 1 «Общая химия»
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 5 баллов (итого 25 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
Тестирование – 25 баллов
Итого: 100 баллов.
Модуль 2. «Неорганическая химия
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 5 баллов (итого 10 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №6 – до10 баллов.
ПЗ №7 – до 10 баллов.
Тестирование – 20 баллов
Итого: 50 баллов.
Модуль 3. «Аналитическая химия»
Самостоятельная работа студента:
Теоретические основы аналитической химии – до10 баллов.
Качественный анализ – до 10 баллов.
Количественный анализ – до 10 баллов.
Тестирование – 20 баллов
Итого: 50 баллов.
Модуль 4. «Органическая химия»
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 5 баллов
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №8 – до15 баллов.
Тестирование – до 40 баллов
Итого: 60 баллов.
98
Всего: 300 баллов.
Специальность 050201.00 «Математика-физика»
Посещение лекций – 40 баллов (по 4 баллу за каждую)
Модуль 1 «Общая химия»
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 30 баллов)
Самостоятельная работа студента, в том числе защита лабораторной работы,
выполнение заданий, ответы на контрольные вопросы):
ЛБ №1 – до10 баллов.
ЛБ №2 – до 10 баллов.
ЛБ №3 – до 10 баллов.
ЛБ №4 – до 10 баллов.
ЛБ №5 – до 10 баллов.
ЛБ №6 – до 10 баллов.
Тестирование – 25 баллов
Итого: 115 баллов.
Модуль 2. «Неорганическая химия
Самостоятельная работа студента:
Химия неметаллов – до 35 баллов.
Химия металлов – до 20 баллов.
Тестирование – 20 баллов
Итого: 75 баллов.
Модуль 3. «Аналитическая химия»
Самостоятельная работа студента, в том числе защита лабораторной работы,
выполнение заданий, ответы на контрольные вопросы):
Теоретические основы аналитической химии – до 10 баллов.
Качественный анализ (ЛБ №6) – до 10 баллов.
Количественный анализ – до 10 баллов.
Тестирование – 20 баллов
Итого: 50 баллов.
Модуль 4. «Органическая химия»
Самостоятельная работа студента, в том числе защита лабораторной работы,
выполнение заданий, ответы на контрольные вопросы):
Основные понятия органической химии. Теория строения органических соединений–
до 10 баллов.
Основные классы органических соединений (ПЗ №8) – до 10 баллов.
Тестирование – до 40 баллов
Итого: 60 баллов.
Всего: 300 баллов.
Примеры рейтинговых заданий представлены в разделе «Примерные зачетные
тестовые задания »
Задания для самостоятельной работы выполняется студентом с использованием
лекций и учебных пособий и оформляется в письменном виде. Задание должно быть сдано
99
студентом в строго определенные сроки в соответствии с учебным календарным планом.
Целью самостоятельной работы студента является подготовка тестированию по
соответствующим темам и зачету.
Для получения зачета итоговая сумма баллов за все модули должна быть не менее
200, если итоговая сумма баллов меньше студент сдает зачет по дисциплине.
РАЗДЕЛ 2. Методические указания по изучению дисциплины.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск: МГПУ, 2004.- 68 с.
Мень Е.С., Мень С.А. Аналитическая химия. Качественный анализ катионов и анионов.
Мурманск: МГПИ, 2001.- 46 с.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.- 74
с.
Мень Е.С. Цепочки превращений и примеры синтезов по органической химии.Мурманск: МГПИ, 2001. – 50 с.
Мень Е.С. Приложение к учебному пособию «Цепочки превращений и примеры синтезов
по органической химии».- Мурманск: МГПИ , 2001. – 31 с.
РАЗДЕЛ 3. Содержательный компонент теоретического материала.
План лекций
Специальности 050203.00 «Физика- информатика»
050202 «Информатика»
Лекция 1. Основные химические понятия и законы.
Введение. Задачи, стоящие перед химической наукой; отличительные особенности изучения
химии в вузе. Место химии в ряду наук о природе, ее связь с другими естественнонаучными
достижениями. Развитие "пограничных" наук.
1.1. Международная система единиц физических величин и ее применение в неорганической
химии. Основные единицы системы СИ. Масса, объем и плотность вещества, давление,
концентрация, энергетические величины.
1.2. Атомно-молекулярное учение. Современная система атомных масс. Изотопы и изобары.
Атомная масса и массовое число изотопа. Изотопный состав элемента. Простые и сложные
вещества. Молекулярная масса. Индивидуальные вещества и их смеси. Химическая
классификация чистоты веществ.
1.3. Стехиометрия химических реакций. Стехиометрические законы. Стехиометрические
уравнения. Моль - единица количества вещества. Эквивалент. Закон эквивалентов. Способы
выражения концентрации растворов.
1.4. Современная номенклатура неорганических веществ. Химические элементы. Простые
вещества. Ионы; различные классы соединений. Кислоты и их соли, оксиды. Комплексные
100
соединения.
Лекция 2. Основы строения вещества. Химическая связь.
2.1. Строение атома. Понятие о квантовой механике. Характеристика состояния электронов
системой квантовых чисел, их физический смысл. Атомные орбитали для s-, p-, d- состояний
электронов. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и
оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней и подуровней
электронов в многоэлектронных атомах.Энергия ионизации, сродство к электрону.
2.2. Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атомов элементов. Современная
формулировка периодического закона. Структура периодической системы. Заполнение
электронных слоев и оболочек атомов. Периодическое изменение свойств элементов
(вертикальная, горизонтальная и диагональная периодичности). Атомные и ионные радиусы,
их зависимость от электронного строения и степени окисления. Периодический закон как
основа неорганической химии, его философское значение.
2.3. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Электроотрицательность. Свойства
ковалентной связи; направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Механизм
образования ковалентной связи (обменный, донорно-акцепторный). Характеристика
ковалентной связи: длина, прочность, валентные углы. Понятие о нахождении средней
энергии связи в сложных молекулах. Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольные
моменты и строение молекул. Основные положения метода валентных связей. Валентность
элемента.
2.4. Ионная связь. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи.
Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Электростатическое взаимодействие
ионов. Кривая потенциальной энергии для ионной молекулы. Понятие о расчете энергии
ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной
структуры, заряда и радиуса иона. Влияние поляризации ионов на свойства вещества,
температуру плавления, термическую устойчивость.
2.5. Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных сил. Энергия
межмолекулярного взаимодействия. Взаимодействие между полярными и неполярными
молекулами: ориентационное индуктивное, дисперсионное (силы ван-дер-Ваальса).
2.6. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная, симметричная и
асимметричная водородная связь. Энергия и длина связи. Влияние водородной связи на
свойства вещества (температуру плавления, кипения, степень диссоциации в водном
растворе и др.).
2.6. Строение вещества в конденсированном состоянии. Твердое, жидкое, газообразное,
плазменное состояния; их особенности. Типы кристаллических решеток (атомная,
молекулярная, ионная, металлическая). Природа связи между частицами в различных типах
кристаллических решеток. Нестехиометрические соединения. Дальтониды и бертоллиды.
Лекция 3. Химическая термодинамика. Химическая кинетика.
3.1. Элементы химической термодинамики. Функции состояния. Понятие о химической
термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Термохимия Экзо101
и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном
состоянии. Стандартные энтальпии образования веществ. Закон Гесса и его следствия.
Применение закона Гесса для вычисления энтальпий химических реакций, энергий связей в
молекулах, энтальпий атомизации, энтальпий сгорания, энтальпий растворения и др.
3.2 Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии в
различных процессах. Использование справочных данных для расчета характеристик
различных процессов.
3.3. Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа
химического равновесия (Кр, Кс, Ка). Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией.
Изменение энергии Гиббса как характеристика равновесного состояния. Связь стандартного
изменения энергии Гиббса с константой равновесия.
3.4. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Использование справочных данных
для расчета стандартного изменения энергии Гиббса и константы химического равновесия.
Связь изменения энергии Гиббса со стандартным изменением этой величины. Критерий
самопроизвольности процессов. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-ШательеБрауна. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов на химическое
равновесие.
3.5 Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости
химической реакции. Порядок и молекулярность химических реакций
Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической реакции
от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и гетерогенный
катализ.
3.6. Гомогенные и гетерогенные равновесия. Константа равновесия на примерах
образования азота ( II ) в двигателях внутреннего сгорания и очистки природного газа
от серы
до сжигания
(безотходные технологии переработки сырья). Правило Ле –
Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния воды.
Лекция 4. Истинные растворы. Растворы электролитов.
4.1. Растворы неэлектролитов. Процессы, сопровождающие образование жидких истинных
растворов. Краткая характеристика межмолекулярных взаимодействий в растворах.
4.2. Закон Рауля. Идеальные и реальные растворы. Активность. Коэффициент активности как
мера отклонения свойств компонента от поведения в идеальном растворе. Кипение и
отвердевание растворов. Эбулиоскопия и криоскопия. Осмос и осмотическое давление.
Закон Вант – Гоффа;
4.3. Гидролиз солей. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой,
слабой кислотой и сильным основанием, слабым основанием и слабой кислотой. Усиление и
подавление гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз.
4.4. Растворы электролитов. Типы электролитов. Ассоциированные и неассоциированные
электролиты. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сольватация ионов и
молекул.
4.5. Определение степени диссоциации слабого электролита в растворе на основе измерений
102
электропроводности. Константа диссоциации; закон разбавления Оствальда. Ступенчатая
диссоциация слабых электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации
слабого электролита в растворе.
4.6. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его
кристаллов. Кривая растворимости. Произведение растворимости; условия осаждения и
растворения малорастворимого электролита.
Лекция 5. Дисперсные системы. Комплексные соединения.
5.1. Введение в физикохимию поверхностных явлений. Основные положения термодинамики
поверхностных явлений. Признаки объектов коллоидной химии.
5.2. Классификация дисперсных систем. Растворы. Коллоиды. Грубодисперсные системы.
Поверхностное натяжение. Полная поверхностная энергия. Уравнение Гиббса—
Гельмгольца. Адсорбция. Адгезия, смачивание и растекание.
5.3. Дисперсность и термодинамические свойства тел. Капиллярные явления.
получения дисперсных систем: диспергирование и конденсация.
Методы
5.4. Коллоидные растворы. Строение мицеллы. Устойчивость коллоидов. Золи и гели.
5.5. Аэрозоли, дымы, туманы. Реакций, описывающих процессы при возникновении
химического и фотохимического смога.
5.6. Химия комплексных соединений. Общие сведения о комплексных соединениях.
Комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сфера
комплексного соединения. Классификация комплексов.
Лекция 6. Окислительно-восстановительные свойства веществ.
6.1. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители.
Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений и периодический
закон.
6.2. Классификация реакций окисления-восстановления. Составление уравнений реакций
окисления-восстановления.
6.3. Окислительно-восстановительный эквивалент. Понятие об электродных потенциалах.
Стандартные электродные потенциалы, э.д.с. окислительно-восстановительной реакции.
Электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нерста.
6.4. Электролиз. Вычисление стандартного изменения энергии Гиббса окислительновосстановительных реакции на основе данных э.д.с.
6.5.Гальванические элементы. Электролиз расплавов и водных растворов и солей.
Инертные и активные электроды. Примеры использования олова, цинка и магния для
защиты железа от коррозии.
Лекция 7.Теоретические основы аналитической химии. Качественный анализ.
7.1. Предмет и задачи аналитической химии. Качественный, количественный и структурный
103
анализ. Химический, инструментальный (физический и физико-химический)
биологический методы анализа. Основные этапы химического анализа.
и
7.2. Общая (аналитическая) и активная концентрация, ионная сила и коэффициент
активности ионов. Термодинамическая, концентрационная и условная константа равновесия,
их показатели (рК). Шкала рН как мера кислотности среды. Расчет рН в растворах сильных и
слабых кислот и оснований. Буферные растворы и механизм их действия.
7.3. Протолитические равновесия в растворах. Степень и константа гидролиза. Расчет рН
гидролизуемых солей. Протолитическая теория кислот и оснований. Константы кислотности
и основности.
7.4. Качественный анализ - дробный и систематический, чувствительность и специфичность
реакций. Понятие об аналитическом сигнале как основе анализа. Качественный
систематический анализ катионов по кислотно-щелочному методу.
Лекция 8.Количественный анализ.
8.1 Основы количественного анализа. Гравиметрия (весовой анализ). Осаждаемая и весовая
формы, требования к ним. Основные операции весового анализа. Источники ошибок в
гравиметрии.
8.2 Основы объемных (титриметрических) методов анализа. Прямые и косвенные методы.
Метод остатков (обратное титрование). Закон эквивалентов в анализе. Точка
эквивалентности и методы ее установления. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное
титрование.
8.3 Окислительно-восстановительные (редокс) методы титрования. Основы перманганато- и
иодометрии, примеры их использования в определении железа, нитратов, активного хлора.
8.4 Физико-химические (инструментальные) методы анализа. Электрохимические методы
анализа. Потенциометрия. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика. Прямая
потенциометрия и потенциометрическое титрование.
8.5 Полярография. Теоретические основы метода. Амперометрическое титрование с одним
индикаторным электродом. Область применения метода, преимущества и недостатки.
8.6 Кулонометрия. Теоретические основы метода, законы Фарадея. Кулонометри-ческое
титрование.
8.6 Спектральные методы анализа. Классификация спектральных методов. Абсорбционная
молекулярная спектроскопия. Основы фотометрического качественного и количественного
анализа.
8.7 Хроматографические методы анализа. Классификация по механизму сорбции.
Основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная, осадочная, ионнообменная и
газовая.
Лекция 9. Основные понятия органической химии. Основные классы
органических соединений.
9.1. Классификация органических соединений. Особенности строения атома углерода,
основные функциональные группы.
9.2. Типы гибридизации атома углерода, возможные степени окисления. Валентность.
9.3. Номенклатура органических соединений: историческая, рациональная, ИЮПАК.
Основные правила составления названий органических веществ.
104
9.4. Общая классификация углеводородов.
9.5. Химические свойства углеводородов:
реакции замещения (галогенирование, нитрование, сульфирование);
реакции окисления;
термические превращения (крекинг, дегидрирование, дегидроциклизация, изомеризация);
реакции присоединения Н2, галогенов + Hal, галогеноводородов + Hal, гидратация + Н2О;
реакции полимеризации.
9.7. Кислородсодержащие органические соединения как производные углеводородов,
содержащие кислород в функциональных группах. Качественные реакции на
функциональные группы
9.8. Азотсодержащие органические соединения. Углеводы.
Лекция 10. Высокомолекулярные органические соединения.
10.1. Понятие макромолекулы и полимера. Основные отличия свойств полимеров от свойств
низкомолекулярных соединений. Биологически значимые свойства полимеров: способность
преобразовывать химическую энергию в механическую работу, способность хранить и
передавать информацию.
10.2. Понятие о молекулярной массе и степени полимеризации макромолекул.
10.3. Основные методы синтеза полимеров: радикальная и ионная полимеризация
(инициирование, рост и обрыв цепи), поликонденсация. Синтез полипептидов, особенности
биосинтеза белков.
10.4. Химическая классификация полимеров.
10.5.
Важнейшие
представители
карбоцепных
(полиэтилен,
поливинилхлорид, полиметилметакрилат, полиизопрен, тефлон).
полипропилен,
10.6. Важнейшие представители гетероцепных (полиамиды и полиэфиры) синтетических
полимеров, области их практического применения.
10.7. Белки, нуклеиновые кислоты и полисахариды как важнейшие представители
биополимеров.
10.8. Заключение. Краткий обзор изложенного материала по теоретическим основам химии;
наиболее важные положения курса. Взаимосвязь разделов курса. Успехи современной
химии. Перспективы развития теоретических основ химии.
План лекций
Специальность 050201.00 «Математика-физика»
Лекция 1. Основные химические понятия и законы.
Введение. Задачи, стоящие перед химической наукой; отличительные особенности изучения
105
химии в вузе. Место химии в ряду наук о природе, ее связь с другими естественнонаучными
достижениями. Развитие "пограничных" наук.
1.1. Международная система единиц физических величин и ее применение в неорганической
химии. Основные единицы системы СИ. Масса, объем и плотность вещества, давление,
концентрация, энергетические величины.
1.2. Атомно-молекулярное учение. Современная система атомных масс. Изотопы и изобары.
Атомная масса и массовое число изотопа. Изотопный состав элемента. Простые и сложные
вещества. Молекулярная масса. Индивидуальные вещества и их смеси. Химическая
классификация чистоты веществ.
1.3. Стехиометрия химических реакций. Стехиометрические законы. Стехиометрические
уравнения. Моль - единица количества вещества. Эквивалент. Закон эквивалентов. Способы
выражения концентрации растворов.
1.4. Современная номенклатура неорганических веществ. Химические элементы. Простые
вещества. Ионы; различные классы соединений. Кислоты и их соли, оксиды. Комплексные
соединения.
Лекция 2. Основы строения вещества. Химическая связь.
2.1. Строение атома. Понятие о квантовой механике. Характеристика состояния электронов
системой квантовых чисел, их физический смысл. Атомные орбитали для s-, p-, d- состояний
электронов. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и
оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней и подуровней
электронов в многоэлектронных атомах.Энергия ионизации, сродство к электрону.
2.2. Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атомов элементов. Современная
формулировка периодического закона. Структура периодической системы. Заполнение
электронных слоев и оболочек атомов. Периодическое изменение свойств элементов
(вертикальная, горизонтальная и диагональная периодичности). Атомные и ионные радиусы,
их зависимость от электронного строения и степени окисления. Периодический закон как
основа неорганической химии, его философское значение.
2.3. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Электроотрицательность. Свойства
ковалентной связи; направленность и насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Механизм
образования ковалентной связи (обменный, донорно-акцепторный). Характеристика
ковалентной связи: длина, прочность, валентные углы. Понятие о нахождении средней
энергии связи в сложных молекулах. Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольные
моменты и строение молекул. Основные положения метода валентных связей. Валентность
элемента.
2.4. Ионная связь. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи.
Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Электростатическое взаимодействие
ионов. Кривая потенциальной энергии для ионной молекулы. Понятие о расчете энергии
ионной связи. Поляризация ионов. Зависимость поляризации ионов от типа электронной
структуры, заряда и радиуса иона. Влияние поляризации ионов на свойства вещества,
температуру плавления, термическую устойчивость.
106
2.5. Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных сил. Энергия
межмолекулярного взаимодействия. Взаимодействие между полярными и неполярными
молекулами: ориентационное индуктивное, дисперсионное (силы ван-дер-Ваальса).
2.6. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная, симметричная и
асимметричная водородная связь. Энергия и длина связи. Влияние водородной связи на
свойства вещества (температуру плавления, кипения, степень диссоциации в водном
растворе и др.).
2.6. Строение вещества в конденсированном состоянии. Твердое, жидкое, газообразное,
плазменное состояния; их особенности. Типы кристаллических решеток (атомная,
молекулярная, ионная, металлическая). Природа связи между частицами в различных типах
кристаллических решеток. Нестехиометрические соединения. Дальтониды и бертоллиды.
Лекция 3. Химическая термодинамика. Химическая кинетика.
3.1. Элементы химической термодинамики. Функции состояния. Понятие о химической
термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Термохимия Экзои эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Понятие о стандартном
состоянии. Стандартные энтальпии образования веществ. Закон Гесса и его следствия.
Применение закона Гесса для вычисления энтальпий химических реакций, энергий связей в
молекулах, энтальпий атомизации, энтальпий сгорания, энтальпий растворения и др.
3.2 Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение энтропии в
различных процессах. Использование справочных данных для расчета характеристик
различных процессов.
3.3. Химическое равновесие. Истинное и кажущееся равновесия, их признаки. Константа
химического равновесия (Кр, Кс, Ка). Энергия Гиббса, ее связь с энтропией и энтальпией.
Изменение энергии Гиббса как характеристика равновесного состояния. Связь стандартного
изменения энергии Гиббса с константой равновесия.
3.4. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Использование справочных данных
для расчета стандартного изменения энергии Гиббса и константы химического равновесия.
Связь изменения энергии Гиббса со стандартным изменением этой величины. Критерий
самопроизвольности процессов. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-ШательеБрауна. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов на химическое
равновесие.
3.5 Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости
химической реакции. Порядок и молекулярность химических реакций
Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической реакции
от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и гетерогенный
катализ.
3.6. Гомогенные и гетерогенные равновесия. Константа равновесия на примерах
образования азота ( II ) в двигателях внутреннего сгорания и очистки природного газа
от серы
до сжигания
(безотходные технологии переработки сырья). Правило Ле –
Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния воды.
107
Лекция 4. Истинные растворы. Растворы электролитов.
4.1. Растворы неэлектролитов. Процессы, сопровождающие образование жидких истинных
растворов. Краткая характеристика межмолекулярных взаимодействий в растворах.
4.2. Закон Рауля. Идеальные и реальные растворы. Активность. Коэффициент активности как
мера отклонения свойств компонента от поведения в идеальном растворе. Кипение и
отвердевание растворов. Эбулиоскопия и криоскопия. Осмос и осмотическое давление.
Закон Вант – Гоффа;
4.3. Гидролиз солей. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой,
слабой кислотой и сильным основанием, слабым основанием и слабой кислотой. Усиление и
подавление гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Полный гидролиз.
4.4. Растворы электролитов. Типы электролитов. Ассоциированные и неассоциированные
электролиты. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сольватация ионов и
молекул.
4.5. Определение степени диссоциации слабого электролита в растворе на основе измерений
электропроводности. Константа диссоциации; закон разбавления Оствальда. Ступенчатая
диссоциация слабых электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации
слабого электролита в растворе.
4.6. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его
кристаллов. Кривая растворимости. Произведение растворимости; условия осаждения и
растворения малорастворимого электролита.
Лекция 5. Дисперсные системы. Комплексные соединения.
5.1. Введение в физикохимию поверхностных явлений. Основные положения термодинамики
поверхностных явлений. Признаки объектов коллоидной химии.
5.2. Классификация дисперсных систем. Растворы. Коллоиды. Грубодисперсные системы.
Поверхностное натяжение. Полная поверхностная энергия. Уравнение Гиббса—
Гельмгольца. Адсорбция. Адгезия, смачивание и растекание.
5.3. Дисперсность и термодинамические свойства тел. Капиллярные явления.
получения дисперсных систем: диспергирование и конденсация.
Методы
5.4. Коллоидные растворы. Строение мицеллы. Устойчивость коллоидов. Золи и гели.
5.5. Аэрозоли, дымы, туманы. Реакций, описывающих процессы при возникновении
химического и фотохимического смога.
5.6. Химия комплексных соединений. Общие сведения о комплексных соединениях.
Комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сфера
комплексного соединения. Классификация комплексов.
Лекция 6. Окислительно-восстановительные свойства веществ.
108
6.1. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители.
Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений и периодический
закон.
6.2. Классификация реакций окисления-восстановления. Составление уравнений реакций
окисления-восстановления.
6.3. Окислительно-восстановительный эквивалент. Понятие об электродных потенциалах.
Стандартные электродные потенциалы, э.д.с. окислительно-восстановительной реакции.
Электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нерста.
6.4. Электролиз. Вычисление стандартного изменения энергии Гиббса окислительновосстановительных реакции на основе данных э.д.с.
6.5.Гальванические элементы. Электролиз расплавов и водных растворов и солей.
Инертные и активные электроды. Примеры использования олова, цинка и магния для
защиты железа от коррозии.
Лекция 7. Неметаллы. Металлы.
7.1 Электронное строение неметаллов. Кристаллическое строение. Аллотропия. Физические
и общие химические свойства неметаллов.
7.2 Получение водорода – лабораторные и промышленные методы. Физические и
химические свойства водорода. Пероксид водорода.
7.3 Кислород в природе. Характеристика состава воздуха. Получение, физические и
химические свойства кислорода.
7.4 Общая характеристика галогенов. Физические свойства галогенов. Химические свойства
галогенов. Получение (лабораторные и промышленные методы) и применение галогенов.
Соединения галогенов с водородом и кислородом их физические и химические свойства.
7.5 Физические и химические свойства серы. Сероводород, получение, физические и
химические свойства, применение. Сульфиды, получение, физические и химические
свойства, применение. Диоксид серы, сернистая кислота, получение, физические и
химические свойства, применение. Триоксид серы, серная кислота, получение, физические и
химические свойства, применение.
7.6 Азот в природе. Получение и свойства азота. Аммиак. Соли аммония. Получение
аммиака. Оксиды азота. Азотистая кислота, химические свойства, получение применение.
Нитриты. Азотная кислота, химические свойства, получение применение. Нитраты.
7.7 Физические и химические свойства металлов. Электронное строение металлов.
Кристаллическое строение металлов. Получение металлов. Проблемы загрязнения
природных объектов тяжелыми металлами.
7.8 Щелочные металлы в природе. Получение и свойства щелочных металлов. Получение и
свойства щелочно-земельных металлов. Жесткость воды и методы ее устранения.
7.9 Алюминий и хром, нахождение в природе, получение (лабораторные и промышленные
методы), физические и химические свойства, применение. Оксиды хрома, нахождение в
природе, получение (лабораторные и промышленные методы), физические и химические
свойства, применение.
109
7.10 Железо. Нахождение в природе. Физические свойства железа. Производство чугуна и
стали. Сплавы железа. Химические свойства железа. Соединения железа и их свойства.
Лекция 8.Теоретические основы аналитической химии.
8.1. Предмет и задачи аналитической химии. Качественный, количественный и структурный
анализ. Химический, инструментальный (физический и физико-химический) и
биологический методы анализа. Основные этапы химического анализа.
8.2. Общая (аналитическая) и активная концентрация, ионная сила и коэффициент
активности ионов. Термодинамическая, концентрационная и условная константа равновесия,
их показатели (рК). Шкала рН как мера кислотности среды. Расчет рН в растворах сильных и
слабых кислот и оснований. Буферные растворы и механизм их действия.
8.3. Протолитические равновесия в растворах. Степень и константа гидролиза. Расчет рН
гидролизуемых солей. Протолитическая теория кислот и оснований. Константы кислотности
и основности.
8.4. Качественный анализ - дробный и систематический, чувствительность и специфичность
реакций. Понятие об аналитическом сигнале как основе анализа. Качественный
систематический анализ катионов по кислотно-щелочному методу.
8.5. Основы количественного анализа. Гравиметрия (весовой анализ). Основы объемных
(титриметрических) методов анализа. Окислительно-восстановительные (редокс) методы
титрования.
8.6.
Физико-химические (инструментальные) методы анализа. Потенциометрия.
Полярография. Кулонометрия. Спектральные методы анализа. Классификация спектральных
методов. Хроматографические методы анализа. Классификация по механизму сорбции.
Лекция 9. Основные понятия органической химии. Основные классы
органических соединений.
9.1. Классификация органических соединений. Особенности строения атома углерода,
основные функциональные группы.
9.2. Типы гибридизации атома углерода, возможные степени окисления. Валентность.
9.3. Номенклатура органических соединений: историческая, рациональная, ИЮПАК.
Основные правила составления названий органических веществ.
9.4. Общая классификация углеводородов.
9.5. Химические свойства углеводородов:
реакции замещения (галогенирование, нитрование, сульфирование);
реакции окисления;
термические превращения (крекинг, дегидрирование, дегидроциклизация, изомеризация);
реакции присоединения Н2, галогенов + Hal, галогеноводородов + Hal, гидратация + Н2О;
реакции полимеризации.
110
9.7. Кислородсодержащие органические соединения как производные углеводородов,
содержащие кислород в функциональных группах. Качественные реакции на
функциональные группы
9.8. Азотсодержащие органические соединения. Углеводы.
Лекция 10. Высокомолекулярные органические соединения.
10.1. Понятие макромолекулы и полимера. Основные отличия свойств полимеров от свойств
низкомолекулярных соединений. Биологически значимые свойства полимеров: способность
преобразовывать химическую энергию в механическую работу, способность хранить и
передавать информацию.
10.2. Понятие о молекулярной массе и степени полимеризации макромолекул.
10.3. Основные методы синтеза полимеров: радикальная и ионная полимеризация
(инициирование, рост и обрыв цепи), поликонденсация. Синтез полипептидов, особенности
биосинтеза белков.
10.4. Химическая классификация полимеров.
10.5.
Важнейшие
представители
карбоцепных
(полиэтилен,
поливинилхлорид, полиметилметакрилат, полиизопрен, тефлон).
полипропилен,
10.6. Важнейшие представители гетероцепных (полиамиды и полиэфиры) синтетических
полимеров, области их практического применения.
10.7. Белки, нуклеиновые кислоты и полисахариды как важнейшие представители
биополимеров.
10.8. Заключение. Краткий обзор изложенного материала по теоретическим основам химии;
наиболее важные положения курса. Взаимосвязь разделов курса. Успехи современной
химии. Перспективы развития теоретических основ химии.
РАЗДЕЛ 4. Словарь терминов (Глоссарий).
Модуль «Общая химия»
Химия — наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях.
Химическая реакция — превращение одних веществ в другие вещества.
Атом — электронейтральная частица, в центре которой находится положительно заряженное
ядро, а остальное пространство занято облаками отрицательно заряженных электронов. Атом
является наименьшей частицей химического элемента, носителем его химических свойств.
Химический элемент — совокупность атомов с определенным зарядом ядра Z. Заряд ядра
равен порядковому номеру элемента в периодической системе химических элементов Д. И.
Менделеева.
Относительная атомная масса (Аr) — число, которое показывает, во сколько раз масса
атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.
Относительная молекулярная масса (Мг) — это число, которое показывает, во сколько раз
масса молекулы (формульной единицы) данного вещества больше 1/12 части массы атома
изотопа углерода 12С.
Моль — единица количества вещества. Моль — количество вещества, содержащее
111
~ 6,02 • 1023 молекул (если вещество состоит из молекул) или = 6,02 • 1023 атомов (если
вещество состоит из атомов).
Число Авогадро (NA) — постоянная, показывающая число молекул (атомов) в одном моле
любого вещества:
NA = 6,02 • 1023 моль-1
Молярная масса вещества (М) — масса одного моля вещества. Молярная масса вещества в
г/моль численно равна относительной молекулярной массе.
Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре
и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Молярный объем газа (Ум) — объем одного моля газа, который при нормальных условиях
(273 К и 101,3 кПа) равен 22,4 л (VM° =22,4 л/моль).
Относительная плотность газа X по газу Y — отношение плотности газа X к плотности
газа Y, которое равно отношению молекулярных или молярных масс соответствующих газов.
Массовая доля химического элемента X в сложном веществе — отношение суммарной
массы атомов элемента X к массе молекулы сложного вещества.
Массовая доля данного вещества (компонента) в смеси веществ — отношение массы
компонента к массе смеси.
Объемная доля газа X в смеси газов — отношение объема газа X к объему смеси газов.
Простейшая (эмпирическая) формула вещества — формула, которая показывает
простейшие целочисленные соотношения чисел атомов разных элементов в данном веществе
(например, простейшей формулой глюкозы С6Н12О6 является СН2О).
Молекулярная (истинная) формула вещества — формула, показывающая реальное число
атомов в молекуле вещества (или в его формульной единице, если речь идет о ионных
соединениях).
Закон сохранения массы веществ: общая масса всех веществ, вступивших в химическую
реакцию, равна общей массе всех продуктов реакции.
Химическое уравнение (уравнение реакции) — письменное выражение химической
реакции, в котором указываются формулы исходных веществ и продуктов реакции, а также
коэффициенты перед формулами, которые подбираются так, чтобы число атомов каждого
элемента в левой и в правой частях уравнения
было одинаковым.
Коэффициенты в уравнении реакции — числа, которые показывают мольные
соотношения участвующих в реакции веществ (например, для реакции 2А1 + ЗС1 2 = 2А1С13
соотношение чисел молей п(А1) : п(С12) : А1С13) = 2:3:2).
Выход продукта реакции (массовая доля выхода) — отношение практически полученной
массы (числа молей) вещества к массе (числу молей), теоретически рассчитанной по
уравнению реакции.
Элементарные частицы — общее название протонов, нейтронов и электронов, т. е. частиц,
из которых состоят атомы.
Нуклоны — общее название протонов и нейтронов, т. е. 'частиц, из которых состоят ядра
атомов.
Массовое число атома (А) — сумма числа протонов и нейтронов в данном атоме.
Изотопы — атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа.
Атомная орбиталь — часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения
электрона составляет примерно 90%. В центре каждой орбитали находится ядро атома.
Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь.
Энергетический уровень атома — совокупность орбиталей, близких по размеру и энергии
и характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа л. Для первого
уровня п = 1, для второго — 2, для третьего — 3 и т. д. Число орбиталей на каждом уровне
равно п (1 орбиталь на первом уровне, 4 - на втором, 9 - на третьем и т. д.).
Электронный слой атома — совокупность электронов, находящихся на одном
112
энергетическом уровне.
Энергетический подуровень атома — совокупность орбиталей, находящихся на одном
энергетическом уровне и имеющих одинаковую геометрическую форму. Число подуровней
на энергетическом уровне равно его главному квантовому числу.
s-Подуровень — подуровень, состоящий из одной шарообразной s-орбитали. На каждом
энергетическом уровне имеется один
s-подуровень.
р-Подуровень — подуровень, состоящий из трех гантелеоб-разных р-орбиталей,
расположенных вдоль осей пространственной системы координат. На каждом
энергетическом уровне, кроме первого, имеется по одному р-подуровню.
d-Подуровень — подуровень, состоящий из пяти d-орбиталей. Все уровни, кроме первого и
второго, содержат d-подуровень.
f-Подуровень — подуровень, состоящий из семи f-орбиталей. Все уровни, кроме первого,
второго и третьего, содержат f-подуровень.
Спин электрона — характеристика электрона, связанная с его вращением вокруг своей оси.
Электрон может вращаться по часовой стрелке (спин + 1/2) или против часовой стрелки
(спин -1/2). Согласно принципу Паули, на одной орбитали может находиться либо один
электрон со спином +1/2 или -1/2 (такой электрон, называется неспаренным), либо
максимально два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами (такие
электроны называются спаренными).
Принцип наименьшей энергии — принцип, в соответствии с которым электроны
заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Порядок заполнения
подуровней: Is — 2s — 2р — 3s — Зр — 4s — 3d —4р — 5s — 4d — 5р —6s - — 4f — 5d —
6p — 7s — 5f — 6d. Другие подуровни в атомах известных элементов не заполняются.
Правило Гунда определяет порядок заполнения орбиталей,находящихся на одном
подуровне. Согласно этому правилу, электроны заполняют орбитали одного подуровня
таким образом, чтобы число неспаренных электронов было максимальным, причем эти
электроны должны иметь параллельные спины.
Основное (невозбужденное) состояние атома — состояние, соответствующее принципу
наименьшей энергии и правилу Гунда.
Периодический закон Д. И. Менделеева: свойства элементов и образуемых ими соединений
находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома, или порядкового номера
элемента. Периодичность изменения свойств элементов обусловлена тем, что при
увеличении порядкового номера последовательно увеличивается общее число электронов в
атомах элементов, а число электронов на внешнем электронном слое периодически
повторяется.
Период в периодической системе — последовательность расположенных в порядке
возрастания заряда ядра элементов, в атомах которых электроны заполняют одинаковое
число энергетических уровней. Это число равно номеру периода.
Главная подгруппа (подгруппа А) в периодической системе — вертикальный ряд
элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем слое. Это число
равно номеру группы.
s-Элементы — элементы, в атомах которых последним заполняется электронами sподуровень внешнего электронного слоя. s-Элементами являются первые два элемента
каждого периода.
р-Элементы — элементы, в атомах которых последним заполняется электронами рподуровень внешнего электронного слоя. р-Элементами являются последние шесть
элементов 2—6 периодов.
d-Элементы (переходные элементы) — элементы, в атомах которых последним
заполняется электронами d-подуровень пред-внешнего электронного слоя. d-Элементами
113
являются элементы всех побочных подгрупп (подгрупп В).
Электронный октет — конфигурация внешнего слоя атомов благородных газов,
включающая 8 электронов (ns2np6).
Металличность элемента — способность его атомов отдавать электроны.
Неметалличность элемента — способность его атомов присоединять электроны.
Электроотрицательность элемента — количественный критерий металличности и
неметалличности, характеризующий способность атома данного элемента притягивать к себе
электроны, участвующие в образовании химической связи с другим атомом.
Химическая связь — силы, которые обусловливают связывание атомов.
Ковалентная связь — химическая связь, обусловленная образованием общих электронных
пар, т. е. перекрыванием электронных облаков (орбиталей).
Валентность элемента — число ковалентных связей, образуемых атомом данного элемента
с другими атомами в данной молекуле.
Одинарная (простая) связь — ковалентная связь, образованная одной общей электронной
парой.
Кратные связи — связи, образованные двумя или тремя общими электронными парами
(соответственно, двойная и тройная связи).
Неполярная связь — ковалентная связь между атомами с одинаковой
электроотрицательностью; характеризуется симметричным распределением электронной
плотности между ядрами атомов. Как правило, реализуется в молекулах простых веществ
(Н2, N2, Gla и др.).
Полярная связь — ковалентная связь между атомами с разной электроотрицательностью;
при
образовании этой
связи
электронная плотность смещается к
более
электроотрицательному атому.
Диполь — система из двух разноименных зарядов, находящихся на определенном
расстоянии друг от друга.
Возбужденное состояние атома — это состояние с более высокой энергией, чем основное
состояние; возникает в результате перехода электронов с одного подуровня на другой
подуровень, имеющий большую энергию.
Гибридизация атомных орбиталей — это смешение атомных орбиталей (электронных
облаков) различного типа (например, s-и р-орбиталей), в результате которого образуются
одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали (например: sp, sp2, sp3op-битали).
Донорно-акцепторная (координационная) связь — ковалентная связь, образующаяся в
результате перекрывания орбитали с неподеленной парой электронов атома-донора и
свободной орбитали атома-акцептора.
Ионная связь — связь, обусловленная электростатическим притяжением между
положительно заряженными ионами (катионами) и отрицательно заряженными ионами
(анионами). Простейшие примеры ионных соединений — соединения, образуемые атомами
типичных металлов и типичных неметаллов (NaCt, KF, СаО и др.).
Металлическая связь — связь между всеми катионами металлов и всеми свободными
электронами в кристаллической решетке простых веществ-металлов.
Степень окисления элемента — это реальный (в случае ионных соединений) или условный
(в случае ковалентных соединений) заряд атома данного элемента в данном соединении.
Гидратация в растворах — взаимодействие частиц растворяемого вещества с молекулами
воды, не связанное с разрушением этих молекул.
Гидратированные ионы — ионы, связанные с молекулами воды.
Электролитическая диссоциация (ионизация) — процесс распада ионных соединений или
соединений с ковалентной полярной связью на ионы; происходит в водных растворах и в
расплавах.
Электролиты — вещества, которые в водных растворах и в расплавах диссоциируют на
ионы.
114
Степень электролитической диссоциации — отношение числа молекул, распавшихся на
ионы, к общему числу растворенных молекул.
Сильные электролиты — вещества, которые в водных растворах полностью распадаются
на ионы (степень диссоциации равна 1).
Слабые электролиты — вещества, которые в водных растворах лишь частично
распадаются на ионы (степень диссоциации меньше 1).
Модуль «Неорганическая химия»
Аллотропия — явление образования нескольких простых веществ атомами одного и того же
химического элемента.
Оксиды — соединения двух элементов, один из которых кио лород в степени окисления -2
(СаО, СО2, Р2О5 ).
Пероксиды — соединения водорода и некоторых металлов с кислородом в степени
окисления -1 (Н2О2, Na2O2, CaO2 и др.).
Гидроксиды (гидраты оксидов) — продукты прямого или косвенного соединения оксидов
с водой. Делятся на три типа: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды.
Основания (основные гидроксиды) — электролиты, которые при диссоциации образуют
катионы металлов и только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН- (NaOH, Ca(OH)2,
Bi(OH)3 и др.).
Основные оксиды — оксиды, гидраты которых являются основаниями (Na2O, CaO, Bi2O3 и
др.).
Кислоты — электролиты, которые при диссоциации образуют только катионы водорода Н+
и анионы кислотных остатков (H2SO4, HNO3, HC1O4 и др.).
Кислотные оксиды — оксиды, гидраты которых являются кислотами (кислотными
гидроксидами) (SO3, NOO5, С12О7 и др.).
Амфотерные гидроксиды — электролиты, способные диссоциировать как по типу
оснований, так и по типу кислот (Zn(OH)2, А1(ОН)3 и др.).
Амфотерные оксиды — оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами
(ZnO, A12O3 и др.).
Солеобразующие оксиды — общее название основных, кислотных и амфотерных оксидов,
которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или с основаниями.
Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды — оксиды, которые не
образуют ни гидратов, ни солей (N2O, NO, CO, SiO).
Кислотность основания — число гидроксидных групп в молекуле (формульной единице)
основания.
Щелочи — растворимые в воде основания. Наиболее известными щелочами являются
гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, Ca(OH)2 и др.).
Основность кислоты — число атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут
отщепляться в виде ионов Н+.
Кислородсодержащие кислоты — гидраты кислотных оксидов (H2SO4, HNO3, H3PO4 и др.).
Бескислородные кислоты — водные растворы газообразных нодородных соединений
некоторых неметаллов (НС1, HBr, H2S и
др.).
Реакция нейтрализации — взаимодействие между кислотой и основанием, в результате
которого образуются соль и вода (например: НС1 + NaOH=NaCl + Н2О). Реакции
нейтрализации относятся к типу реакций обмена.
Реакции обмена — реакции, в ходе которых исходные сложные вещества обмениваются
своими составными частями и образуют новые сложные вещества; происходят без изменения
степеней окисления элементов.
Нормальные (средние) соли — продукты полного замещения атомом водорода в молекулах
кислот атомами металла или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекулах
115
оснований кислотными остатками (NaCl, FeBr3, A12(SO4)3 и др.).
Кислые соли — продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах
многоосновных кислот атомами металла (NaHCO3, CaHPO4, Са(Н2РО4)2 и др.).
Основные соли — продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах
многокислотных оснований кислотными остатками (CuOHCl, A1(OH)2NO3 и др.).
Смешанные соли — соли, состоящие из катионов одного металла и анионов двух
различных кислотных остатков (PbFCl, Са(С1О)С1 и др.).
Двойные соли — соли, состоящие из катионов двух различных металлов (аммония) и
анионов одной кислоты (KA1(SO4)2, NH4Fe(SO4)2 и др.).
Комплексные соли — соли, состоящие из катионов металла и комплексных анионов
(K4[Fe(CN)6] , Na2[PtCl6]
и др.) или из комплексных катионов и анионов кислотных
остатков.
Модуль «Аналитическая химия. Химия растворов»
Растворы — гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов,
относительные количества которых могут непрерывно изменяться в определенных пределах.
Кристаллогидраты — кристаллические вещества, в состав которых входит
кристаллизационная вода (CuSO4 • 5Н2О, Na2CO3 • 10Н2О и др.).
Растворимость — способность вещества растворяться в воде или другом растворителе;
количественно характеризуется максимальной массой вещества (в г), которая может
раствориться в 100 г растворителя (обычно воды).
Насыщенный раствор — раствор, содержащий максимальное количество растворенного
вещества.
Кривые растворимости — графическое выражение зависимости растворимости от
температуры.
Разбавленный раствор — раствор, содержащий малое количество растворенного вещества
по отношению к количеству растворителя.
Концентрированный раствор — раствор, содержащий малое количество растворителя по
отношению к количеству растворенного вещества.
Молярная концентрация растворенного вещества (молярность) — отношение числа
молей растворенного вещества к объему раствора (в литрах).
Эквивалентом называют условную частицу вещества, которая в данной реакции равноценна
(эквивалентна) атому водорода. Из определения следует, что эквивалентом могут быть как
реальные частицы, например молекулы НС1, КОН, так и гипотетические частицы, например
половина молекулы серной кислоты 1/2H2SO4 или треть молекулы гидроксида железа 1/3
Fе(ОН)з и т.д.
Молярная масса эквивалента - это масса одного моля эквивалентов данного вещества.
Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалентов) соединения X
обозначается как C(fэквX) моль/дм3. Эта величина равна числу молей эквивалентов в 1 дм3
раствора. Если молярная концентрация эквивалентов вещества X составляет 1 моль/дм3, то
такой раствор называют нормальным.
m(X)= C(fэквX) . М(fэквX) .V(X) или m(X)= Cн . М(эквX) .V(X).
Моляльность (m) - количество молей растворенного вещества, приходящееся на 1000 г
растворителя:
Титр (Т) — это массовая концентрация, показывающая, сколько граммов растворенного
вещества X содержится в 1 мл или 1 см3 раствора. T= m(X)/V(X).
Массовая доля — безразмерная относительная величина, равная отношению массы
компонента к общей массе образца, раствора, смеси вещества и т.д. : ω(X) = m(X) / mобщ.
Процентная концентрация раствора — старое название массовой доли растворенного
вещества, выраженной в процентах.
Нейтральная среда — среда водного раствора, в которой концентрация ионов водорода Н+
116
(точнее, ионов гидроксония Н3О+) равна концентрации гидроксид-ионов ОН-.
Кислая среда — среда водного раствора, в которой концентрация ионов водорода Н+ больше
концентрации гидроксид-ионов ОН-:
Щелочная среда — среда водного раствора, в которой концентрация гидроксид-ионов ОНбольше концентрации ионов водорода Н+.
Кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие свой цвет при изменении
характера среды водного раствора.
Модуль «Органическая химия»
Органическая химия — химия углеводородов и их производных.
Углеводороды — простейшие органические соединения, молекулы которых состоят из
атомов углерода и водорода.
Производные углеводородов — продукты замещения атомов водорода в молекулах
углеводородов другими атомами или группами атомов.
Химическое строение (структура) — порядок соединения атомов в молекуле.
Структурные формулы — формулы, показывающие химическое строение молекул.
Углеродный скелет молекулы — цепь из связанных друг с другом атомов углерода в
данной молекуле.
Первичный атом углерода — крайний в углерод-углеродной цепи атом, связанный только с
одним соседним атомом углерода.
Вторичный атом углерода — атом углерода, связанный с двумя соседними атомами
углерода.
Третичный атом углерода — атом углерода, связанный с тремя соседними атомами
углерода.
Четвертичный атом углерода — атом углерода, связанный с четырьмя соседними атомами
углерода.
Изомерия — явление существования веществ, имеющих одинаковый состав, но различное
строение или различную пространственную конфигурацию молекулы.
Изомеры — вещества, которые имеют одинаковый состав, но различное строение или
различную пространственную конфигурацию молекул, а поэтому и разные свойства.
Индуктивный эффект — смещение электронной плотности по цепи сигма-связей в сторону
атомов с большей электроотрицательностью; является одним из важнейших электронных
эффектов, обусловливающих взаимное влияние атомов в молекуле.
Функциональная группа — группа атомов (или атом) неуглеводородного состава
(например: —С1, —ОН, —NO2, —NH2 и др.), определяющая принадлежность соединения к
определенному классу и обусловливающая его важнейшие химические свойства.
Углеводородный радикал (R) — остаток углеводорода, связанный с функциональной
группой.
Алифатические (ациклическе) соединения — соединения с прямой или разветвленной
цепью углеродных атомов.
Барбоциклические соединения — соединения, которые содержат циклы, состоящие только
из атомов углерода.
Гетероциклические соединения — соединения, содержащие циклы, в состав которых
входят не только атомы углерода, но и гетероатомы (N, О, S и др.).
Предельные соединения — соединения, в которых атомы углерода связаны только
одинарными связями (С—С).
Непредельные соединения — соединения, молекулы которых содержат кратные углеродуглеродные связи (С=С, С=С).
Галогенпроизводные углеводородов — продукты замещения атомов водорода в молекулах
углеводородов атомами галогенов (R—Hal).
Спирты — органические соединения, содержащие функциональную группу —ОН, которая
117
называется гидроксилом (R—ОН).
Фенолы — органические соединения, содержащие функциональную группу —ОН,
связанную с бензольным ядром.
Простые эфиры — органические соединения, в которых эфирная группа —О— связана с
двумя углеводородными радикалами (R—О—R').
Кетоны — органические соединения, в которых карбонильная группа —С— связана с
двумя углеводородными радикалами.
Альдегиды — органические соединения, молекулы которых содержат функциональную
группу - альдегидную группу (R—СНО).
Карбоновые кислоты — органические соединения, молекулы которых содержат
функциональную группу - карбоксильную группу (R—СООН).
Сложные эфиры — органические соединения, в которых сложноэфирная группа связана с
двумя углеводородными радикалами.
Первичные амины — органические соединения, в молекулах которых аминогруппа —NH2
связана с углеводородным радикалом (R— NH2).
Нитросоединения — органические соединения, в молекулах которых нитрогруппа —NO2
связана с углеводородным радикалом (R—NO2).
Сульфокислоты (сульфоновые кислоты) — органические соединения, в молекулах которых
сульфогруппа —SO3H связана с углеводородным радикалом (R—SO3H).
Тиоспирты (тиолы) — органические соединения, в молекулах которых меркаптогруппа
(сульфгидрильная группа) —SH связана с углеводородным радикалом (R—SH).
Гомологический ряд — последовательность органических соединений с одинаковыми
функциональными группами и однотипным строением, каждый член которой отличается от
соседнего на группу —СН2—, называемую гомологической разностью.
Гомологи — органические соединения, относящиеся к одному гомологическому ряду.
Структурная изомерия — явление существования изомеров, отличающихся химическим
строением, т. е. порядком соединения атомов в молекулах. Важнейшими видами
структурной изомерии являются: изомерия углеродного скелета, изомерия положения
функциональных групп или кратных связей, межклассовая изомерия.
Пространственная изомерия (стереоизомерия) — явление существования изомеров,
имеющих одинаковый порядок соединения атомов в молекулах, но различное расположение
атомов и атомных групп в пространстве. Одним из видов стереоизомерии является
геометрическая, или цис,транс-изомерия.
Субстрат — органическое вещество, вступающее в химическую реакцию.
Реагент — вещество (чаще неорганическое), реагирующее с субстратом.
Реакции замещения — реакции, в ходе которых атомы или группы атомов в молекулах
субстрата замещаются атомами или группами атомов из молекул реагента. В научной
литературе часто обозначают буквой S (от англ. substitution — замещение).
Реакции присоединения — реакции, в ходе которых происходит присоединение атомов или
атомных групп из молекул реагента к кратным связям молекул субстрата (гидрирование —
присоединение Н2, галогенирование — присоединение На12, гидратация — присоединение
Н2О и т. д.). В научной литературе часто обозначают буквой А (от англ. addition —
присоединение).
Реакции отщепления (элиминирование) — реакции, в ходе которых от молекул субстрата
отщепляются некоторые атомы или группы атомов (дегидрирование, дегидратация и т. д.). В
научной литературе часто обозначаются буквой Е (от англ. elimination — устранение).
Реакции разложения — реакции разложения субстрата на более простые органические
вещества (крекинг углеводородов, гидролиз некоторых органических веществ и т. д.).
Реакции ди-, три-, полимеризации — реакции, в ходе которых происходит соединение
двух, трех или большого числа одинаковых молекул (за счет разрыа в них я-связей) с
образованием соответственно димеров, тримеров или полимеров.
118
Реакции конденсации и поликонденсации — реакции, в ходе которых происходит
соединение двух или большего числа одинаковых или разных органических молекул друг с
другом, в результате чего образуются молекулы более сложного состава (в случае
поликонденсации — полимерные молекулы) и выделяется какой-либо побочный продукт
(Н2О, НС1, NH3 и др.).
Реакции окисления — это взаимодействие органических веществ с кислородом или
другими окислителями (КМnО4, К2Сг2O7, Ag2O и др.), сопровождающееся повышением
степени окисления углерода.
Гемолитический разрыв ковалентной связи — разрушение ковалентной связи, в ходе
которого общая электронная пара делится между двумя ранее связанными атомами:
А : В → А* + В*. В результате образуются свободные радикалы.
Свободные радикалы — атомы или группы атомов, имеющие неспаренные электроны;
обладают большой энергией, химически очень активны.
Радикальные реакции — реакции, протекающие с участием свободных радикалов, которые
образуются при разрыве ковалентных связей в молекулах субстрата и реагента.
Гетеролитический разрыв ковалентных связей — разрушение ковалентной связи, в ходе
которого общая электронная пара переходит к одному из двух ранее связанных атомов. В
результате образуются анион (нуклеофильная частица) и катион (электрофильная частица).
Нуклеофил (нуклеофильный реагент) — частица, имеющая неподеленную пару
электронов на внешнем электронном слое и выступающая в роли донора электронов.
Электрофил (электрофильный реагент) — частица, имеющая свободную орбиталь на
внешнем электронном слое и выступающая в роли акцептора электронов.
Ионные реакции — реакции, протекающие с участием ионов (нуклеофилов и
электрофилов), которые образуются в результате гетеролитического разрыва ковалентных
связей в реагирующих молекулах.
РАЗДЕЛ 5. Практикум по решению задач (практических ситуаций) по
темам лекций.
5.1 Алгоритмы решения задач
Алгоритм 1. Метод суммарного уравнения параллельных реакций
1. Написать, что дано и что необходимо найти.
2. Написать схемы параллельных реакций, расставить коэффициенты.
3. Написать суммарное уравнение:
– только химические формулы задействованных веществ с соответствующими
коэффициентами;
– коэффициенты перед одинаковыми химическими формулами суммируются.
Пример1. Некоторое количество углеводорода состава CnH2n–2 дает с избытком хлора 21,0 г
тетрахлорида. То же количество углеводорода с избытком брома дает 38,8 г тетрабромида.
Напишите молекулярную формулу всех его возможных изомеров.
а) п. 1. Дано:
CnH2n–2,
M(CnH2n–2Cl4) = 21,0 г,
M(CnH2n–2Br4) = 38,8 г. Найти: химическая формула – ?
б) п. 2.
CnH2n–2 + 2Сl2 = CnH2n–2Сl4,
119
CnH2n–2 + 2Br2 = CnH2n–2Br4.
в) п. 3.
Обозначим M(CnH2n–2) = Z.
Решаем полученную пропорцию: 21/(Z + 142) = 38,8/(Z + 320), Z = 68.
Найдем индекс n: M(CnH2n–2) = 12n + 2n – 2,
12n + 2n – 2 = 68, n = 5.
Ответ. С5Н8.
Алгоритм 2. Насыщенные растворы
1. Записать, что дано и что необходимо найти.2. Составить первую пропорцию, используя
определение коэффициента растворимости Краств3. Составить вторую пропорцию, исходя из
первой и данных задачи:
Решить пропорцию относительно х. Записать ответ (при решении обратных задач
составляется такая же схема)Для газов растворимость понижается при нагревании.
Растворимость (коэффициент растворимости Kраств) – количество вещества (в г), которое
может раствориться в 100 г растворителя при определенной температуре, образуя
насыщенный раствор.
Пример 1. Коэффициент растворимости соли при температуре 50 °С равен 40 г, при
температуре 10 °С составляет 15 г. Определите массу осадка, полученного при
охлаждении насыщенного при температуре 50 °С раствора массой 70 г до температуры
10 °С.
а) п. 1. Дано:
Kраств(соли) при t = 50 °С – 40 г,
Kраств(соли) при t = 10 °С – 15 г,
m(насыщ. р-ра) при t = 50 °С – 70 г.
Найти: m (осадка) при 10 °С – ?
б) п. 2.
120
в) п. 3.
Ответ. m(осадка) при охлаждении равна 12,5 г.
Пример 2. При н. у. в воде массой 100 г растворяется хлороводород объемом 50,5 л. При
температуре 50 °С и нормальном давлении коэффициент растворимости хлороводорода
равен 59,6 г. Насыщенный при температуре 0 °С раствор HCl массой 40 г нагрели до
температуры 50 °С. Определите массу полученного раствора.
а) п. 1. Дано:
V(HCl) = 50,5 л (н. у.),
Kраств(HCl) = 59,6 г (50 °С, 1 атм),
m(насыщ. р-ра) = 40 г (0 °С).
Найти: m(р-ра HCl) – ?
б) п. 2.
в) п. 3.
5 г HCl улетучится при нагревании. Ответ. m(полученного р-ра HCl) = 40 – 5 = 35 г.
Пример 3. В воде массой 100 г растворяется при температуре 30 °С бромид аммония
массой 81,8 г. При охлаждении насыщенного при температуре 30 °С раствора NH4Br
массой 300 г до температуры 0 °С выпадает в осадок соль массой 36,8 г. Определите, какая
масса бромида аммония может быть растворена в воде массой 100 г при t = 0 °С.
а) п. 1. Дано:
Kраств = 81,8 г (30 °С),
m(насыщ. р-ра) = 300 г (30 °С),
m(осадка) = 36,8 г (0 °С).
Найти: K'раств(0 °С) – ?
121
б) п. 2.
Ответ. K'раств(0 °С) = 59,5 г.
Алгоритм 3.
Расстановка коэффициентов методом полуреакций
(электронно-ионный баланс)
1. В уравнении окислительно-восстановительной реакции определить элементы, которые
меняют степень окисления.
2. Составить электронно-ионный баланс с учетом среды:
– малодиссоциирующие вещества, недиссоциирующие вещества на ионы не расписывают;
– в кислой среде в реакции могут участвовать Н+ и Н2О;
– в щелочной среде – ОН– и Н2О;
– в нейтральной среде – Н2О, Н+ и ОН–.
3. Записать сокращенное ионное уравнение согласно электронно-ионному балансу:
– суммировать процессы окисления и восстановления с учетом равенства электронов в этих
процессах;
– сократить справа и слева в химическом уравнении одинаковые ионы, молекулы.
4. Записать уравнение в молекулярной форме по ионному уравнению, дописать формулы
веществ, которые в электронно-ионном балансе не были задействованы.
5. Проверить коэффициенты в молекулярном уравнении.
Пример 4. Расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса:
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = S Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4.
а) п. 1.
б) п. 2.
122
в) п. 3.
г) п. 4, п. 5. Ответ. 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4.
http://him.1september.ru/
1.2 Тексты задач и практических ситуаций
для самостоятельного решения при подготовке к итоговой аттестации
Расчетные задачи.
А. Задачи на определение молекулярных масс веществ в газовом состоянии, на молярный
объем, закон Авогадро:
1. Плотность газа по воздуху 3,5. Найти массу молекулы газа.
2. Определить массу атома и молекулы гелия.
3. Масса 1 л газа (н.у.) равна 1,43г. Чему равна молярная масса этого газа?
Б. Задачи на газовые законы:
4. Давление воздуха в автомобильной шине 0,3 МПа при 15оС. Как изменится давление, если
шина нагреется до 50оС?
5. Под каким давлением в сосуд вместимостью 5•10-3 м3 можно при температуре 27оС
собрать СО2 массой 0,022 кг?
В.Задачи на вывод химических формул:
6. Вывести простейшую формулу фторида алюминия – калия, если в нем содержится
27,46%К , 19,02%Аl, 53,52F.
7. Из 0,462г пирита получено 1,77г сульфата бария. Определите содержание серы в пирите и
его формулу.
Г. Расчеты по химическим формулами уравнениям с использованием понятий: моль, переход
от количества вещества к массе и обратно, объемная и мольная доли, выход продукта
реакции от теоретически возможного:
8. Вычислить процентное содержание фторапатита Са3(РО4)2•Са2F2 и примесей в хибинской
руде, если в ней 30% оксида фосфора (V)
9. При пропускании сернистого газа через раствор едкого калия образовалось по 0,1 молю
средней и кислой соли. Какой объем газа был пропущен через раствор?
10. Вычислите массовую долю углерода в карбонате натрия и гидрокарбонате натрия. 11)
Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г цинка с
избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80% газа?
11. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе 80%?
Д. Растворы:
12. Чему равна молярность 10%-ой серной кислоты (ρ = 1.11 г/мл)?
13. Чему равна нормальность 10%-го раствора сульфата алюминия (ρ = 1.12 г/л)?
14. Смешали 200 г 20%-ного и 300 г 10%-ного растворов глюкозы. Чему равна массовая доля
вещества в полученном растворе.
123
15. Какова молярность серной кислоты, если к 100 мл воды добавили 20 мл Н2SО4 (ρ = 1,835
г/мл)?
16. Какой рН имеет раствор, в 500 мл которого растворено 1,825 г HCl.
17. К 30 мл воды прибавили 5 мл 3М раствора КNO2. Вычислить рН раствора.
18. Определить концентрацию раствора уксусной кислоты, если α = 2%. Ка=1,75 × 10-5.
19. Сколько мл 96%-ой H2SO4 (ρ = 1,835 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 1 л 0,5М
раствора кислоты?
20. В 500 мл раствора содержится 2,52 г Na2СО3. Определить рН раствора.
Задания.
1. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:
а) Р2О5+ Са(ОН)2 →
з) FeCI3 + NaOH→
б) ZnO + H3PO4 →
н) СаО + СО2 →
в) Sn(OH)2 + NaOH →
к) SО3 + Са(ОН)2 →
г) Sn(OH)2 + НС1 →
л) Pb(NO3)2 + KCI →
д) NaHCO3 + HC1 →
м) SO2 + Н2О →
е) NaHCO3 + NaOH →
н) MnO + Н2О→
ж) Са(НСО3)2+ NaOH →
о) Mg(OH)2 + СО2 →
2. Составьте уравнения реакций гидролиза солей с указанием среды: Са (СN)2
CuCl2 Ca(ClO)2 Cs2SO4 Na2HPO4.
3. Уравнять методом электронного или электронно-ионного баланса:
NaOH +S
Na2S+Na2SO3
BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2
Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O
4. Напишите уравнения реакций, назовите вещества в схемах превращений
1) Сu → CuO → Cu(NO3) → Cu(OH)2→CuSO4→ (CuOH)2SO4
2) S → SO2 → SO3 → H2SO4 → NaHSO4 → Na2SO4
3) Fe→ FeCl3 → Fe(OH)2 → Fe2O3 → Fe → Fe(OH)2→ Fe(OH)3
4) Zn → ZnCl2→ ( Zn(NH3)4) Cl2 → ZnCO3 → Zn (OH)2→Na2[Zn(ОH)4)]
RbNO3
5. Как сместится равновесие в системе а) при повышении давления, б) при понижении
температуры:
N2 + 3Н2
→ 2NH3
ΔН = -92кДж.
6. Как изменится скорость прямой реакции в системе: 2 SO2 + О2 → 2SO3,
ΔН = -192 кДж, если при T = const увеличить давление в три раза?
Сколько кДж тепла выделится при сгорании 0.1 кг метана?
7. Вычислить ΔН (кДж) реакции:
CH3OH + CH3COOH → CH3COOCH3 + H2O, если энтальпии сгорания спирта, кислоты и
эфира соответственно равны:- 1366,91, - 873,79, и – 2254.21 кДж/моль.
РАЗДЕЛ 6. Изменения в рабочей программе, которые произошли после
утверждения программы.
Характер
изменений в
программе
Номер и дата
протокола заседания
кафедры, на котором
было принято
данное решение
Подпись заведующего
кафедрой,
утверждающего
внесенное изменение
Подпись декана
факультета (проректора по
учебной работе),
утверждающего данное
изменение
124
РАЗДЕЛ 7. Учебные занятия по дисциплине ведут:
Ф.И.О., ученое звание и степень
преподавателя
Крыштоп В.А.
старший преподаватель кафедры
биологии и химии ЕГФ
Крыштоп В.А.
старший преподаватель кафедры
биологии и химии ЕГФ
Сагайдачная В.В., к.п.н,
доцент кафедры биологии и
химии ЕГФ
Сагайдачная В.В., к.п.н,
доцент кафедры биологии и
химии
Сагайдачная В.В., к.п.н,
доцент кафедры биологии и
химии
Учебный год Факультет
Специальность
2007-2008
ФМФ
«Математика-физика»
«Физика- информатика»
«Информатика»
«Математика-физика»
«Математика-информатика»
2008-2009
ФМФ
2009-2010
ФМФ
«Информатика-физика»
«Математика-информатика»
2010-2011
ФМОИП
2011-2012
ФМОИП
050202.65 «Информатика»
050201.65 «Математикаинформатика»
050202.65 «Информатикаматематика»
125