СИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ФЕДЕРАЛЬНОГО АГЕНТСТВА ПО ЗДРАВООХРАНЕНИЮ
И СОЦИАЛЬНОМУ РАЗВИТИЮ
Кафедра химии
ПРОГРАММА,
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Учебно-методическое пособие для студентов 1 курса
заочного отделения фармацевтического факультета.
ВАРИАНТ № 1
Томск – 2014
Учебно-методическое пособие подготовили:
Белоусова Н.И., Шевцова Т.А., Цыбукова Т.Н., Москальчук А.Н.
УДК: 546 (075)
ББК: Г1я7
О: 753
Программа, методические указания и контрольные задания по общей и неорганической химии. Вариант № 1: Учебно-методическое пособие для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Под ред. профессора М.С.Юсубова. – Томск: СибГМУ, 2007 – 64 стр.
Пособие предназначено для студентов 1 курса фармацевтического факультета Сибирского государственного медицинского университета (заочное форма обучения), обучающихся самостоятельно и под непосредственным руководством преподавателя во время сессии и составлено согласно действующей учебной программе. Им могут пользоваться также студенты, осваивающие программу курса с помощью дистанционного метода. В пособие изложены: программа курса, методические указания и примеры к каждому из четырех контрольных заданий, литература, вопросы к экзамену, образец экзаменационного билета.
Рецензенты:
Плакидкин А.А. – доцент кафедры неорганической химии ТПУ
Батырева В.А. – доцент кафедры неорганической химии ТГУ
Печатается по постановлению учебно-методической комиссии фармацевтического факультета (протокол № 9 от 29.05.07 г.)
Сибирского государственного медицинского университета
© Сибирский государственный медицинский университет, 2014
Введение
На фармацевтическом факультете изучению химии отводится значительное место, поскольку деятельность фармацевта и провизора постоянно связана с химическими веществами и их соединениями.
Среди химических дисциплин ведущая роль принадлежит общей и неорганической химии, закладывающей прочную теоретическую основу для последующего изучения аналитической, физической, органической, фармацевтической химии, токсикологии, технологии лекарственных форм.
Изучение данного курса позволит получить современное научное представление о материи и формах ее существования, о веществах и химических соединениях, об их свойствах, механизмах их превращений и применении.
В результате курса общей и неорганической химии студенты должны приобрести следующие навыки и умения:
- самостоятельно работать с учебной и справочной литературой;
- активно использовать номенклатуру неорганических соединений;
- на основании периодического закона и знаний о строении электронных оболочек атомов прогнозировать свойства и взаимодействие химических элементов и их соединений, применяемых в фармации, и решать соответствующие этом превращениям количественные задачи;
- используя энергетические характеристики химических процессов, прогнозировать направление и глубину их протекания;
- уметь предсказать образование осадка при сливании растворов известной концентрации;
- проводить простой учебно-исследовательский эксперимент на основе овладения основными приемами техники лабораторных работ, оформлять результаты, формировать выводы.
Общие методические указания
I.Самостоятельная работа
Основная форма студентов-заочников при изучении курса – самостоятельная работа с учебной литературой по химии и справочным материалом. Эта работа сопровождается выполнением 4-х контрольных заданий в соответствии со следующими рекомендациями и требованиями.
Рекомендации
1. К выполнению контрольного задания следует приступать после глубокого изучения соответствующего материала по учебнику и тщательного разбора решений типовых задач и упражнений, приведенных в данном пособии к каждому разделу.
2. Ответы на теоретические вопросы должны быть четко обоснованы и грамотно изложены.
3. При решении задач нужно приводить весь ход решения по действиям и все математические расчеты.
4. При выполнении всех практических упражнений следует внимательно относиться к их условиям.
Требования
1. Контрольные задания должны быть аккуратно оформлены. Для замечаний (рецензий) следует оставлять поля. Ответы на вопросы должны быть в том порядке, в каком они указаны в задании.
2. После выполненного контрольного задания должен быть приведен список использованной литературы.
3. Выполненное контрольное задание должно быть датировано, подписано студентом и выслано на проверку (рецензирование) в университет.
4. Если контрольное задание не зачтено, оно выполняется повторно, в соответствии с замечаниями рецензента.
II.Экзаменационная сессия
В конце учебного года проводится экзаменационная сессия. В это время студенты-заочники прослушивают курс лекций по предмету, посещают семинарские занятия и выполняют лабораторно-практический практикум в соответствии с программой курса. Сессия заканчивается сдачей экзамена.
III.Консультации. Экзамен
Во время сессии консультации проводятся непосредственно перед сдачей экзамена. К сдаче экзамена допускаются студенты, выполнившие 4 домашних контрольных задания и прошедшие полный курс обучения во время сессии.
Содержание курса и объем требований, предъявляемых к студенты по сдаче экзамена, определяет программа по химии для студентов фармацевтических вузов и фармацевтических факультетов медицинских вузов.
Список условных сокращений
ПЗ – периодический закон
ПСЭ – периодическая система элементов
ОЭО – относительная электроотрицательность
МВС – метод валентных связей
ММО – метод молекулярных орбиталей
КС – комплексные соединения
к.ч. – координационное число
с.о. – степень окисления
ОВР – окислительно-восстановительные реакции
ОВ – окислительно-восстановительные (например, свойства)
ЭДС – электродвижущая сила
КО – кислотно-основные (например, свойства)
МЭБ – метод электронного баланса
МПР – метод полуреакций
Часть 1. Общая химия
Раздел I. | Основные понятия и законы химии. |
Строение вещества. | |
Реакции с переносом электронов. |
1. Основные понятия и законы химии.
- Атомно-молекулярная теория М.В.Ломоносова. Законы сохранения массы и вещества. Закон постоянства состава и его современная трактовка. Закон Авогадро. Атом. Молекула. Элемент. Вещество. Моль – единица количества вещества. Валентность и степень окисления. Размеры и вес атомов и молекул. Молярная масса. Понятие эквивалента. Закон эквивалентов.
- Расчеты количеств реагирующих и образующихся веществ в реакциях с участием твердых, жидких, газообразных и растворенных веществ.
2. Строение вещества.
2.1. Электронные оболочки атомов и периодический закон (ПЗ) Д.И.Менделеева. Периодическая система элементов (ПСЭ).
- Основные этапы и диалектика развития представлений о существовании и строении атомов. Планетарная модель атома. Теория Бора и ее недостатки. Изотопы. Изобары.
- Квантово-механическая модель строения атома. Волновые свойства электронов. Квантовые числа. Принцип Паули. Правила Гунда и Клечковского. Валентные электроны. Основное возбужденное и ионизированное состояния атомов. Электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов.
- ПЗ Д.И. Менделеева и его трактовка на основе современной квантово-механической теории строения атомов. ПЗ как пример действия законов материалистической диалектики.
- Структура ПСЭ: периоды, группы, семейства, s-, p-, d-, f-классификация элементов. Длинно- и короткопериодный варианты ПСЭ. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность (ОЭО). Определяющая роль внешних электронных оболочек для химических свойств элементов. Периодических характер изменения свойств элементов. Периодический характер изменения свойств элементов и их соединений.
2.2. Природа химической связи и строение химических соединений.
- Типы химических связей и физико-химические свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связью. Экспериментальные характеристики связей: энергия связи, длина, направленность. Экспериментальная кривая потенциальной энергии молекулы диводорода (двухвалентная химическая связь по Гайтлеру-Лондону на примере молекулы H2).
- Описание молекул методом валентных связей. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Максимальная ковалентность элемента (насыщаемость ковалентной связи) и ее определение по МВС. Направленность связи как следствие условия максимального перекрывания орбиталей. s- и p-связи и их образование при перекрывании s-, p-, d-орбиталей. Кратность связи в МВС.
- Молекулярные взаимодействия и их природа. Водородная связь и ее разновидности. Биологическая роль водородной связи.
2.3. Комплексные соединения.
- Современное содержание понятия КС. Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сферы, к.ч. центрольного атома. Теория Вернера. Пространственная изомерия КС.
- Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Природа химической связи в КС. Образование и диссоциация КС в растворах. Константы образования и константы нестойкости комплексов.
- Классификация и номенклатура КС. Комплексные кислоты, основания, соли. Хелатные и макроциклические комплексы.
- Биологическая роль КС. Металлоферменты, понятие о строении их активных центров. Химические основы их применения в медицине и фармации.
3. Реакции с переносом электронов.
- Электронная теория ОВР ЛВ.Писсаржевского. ОВ свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в ПСЭ и с.о. элементов в соединениях.
- Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Электродные потенциалы (Е). ЭДС реакции. Определение направления протекания ОВР.
- ОВ двойственность некоторых элементов.
- Типы ОВР. Методы уравнивания: МЭБ и ионно-электронный метод (МПР).
- Представление о влиянии среды (рН раствора) на направление ОВР и характер образующихся продуктов.
- Роль ОВР в метаболизме.
Раздел II. | Скорость химических реакций. |
Химическое равновесие. | |
Учение о растворах. | |
Химические реакции и равновесие в растворах электролитов. | |
Гетерогенные равновесия. |
1. Элементы химической кинетики и катализа.
Средняя и мгновенная скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Зависимость скорости реакции от концентрации (ЗДМ для необратимых реакций). Понятие о константе скорости реакции.
Зависимость скорости реакции от температуры. Понятие о катализе. Ферментативный катализ в биологических системах.
2. Химическое равновесие.
Обратимые и необратимые по направлению химические реакции и состояние химического равновесия. Закон действующих масс (ЗДМ) для состояния химического равновесия (закон химического равновесия). Константа химического равновесия. Определение смещения химического равновесия по принципу Ле-Шателье.
3. Учение о растворах.
- Основные определения: раствор, растворитель, растворенное вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Процесс растворения как физико-химическое явление (Д.И.Менделеев, Н.С.Курнаков). Вода как один из наиболее распространенных растворителей в биосфере. Роль водных растворов в жизнедеятельности организмов.
- Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри, Сеченова.
- Растворимость твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных (общих) свойствах растворов. Осмос и осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Гипо-, изо- и гипертонические растворы. Законы Рауля.
- Теория электролитической диссоциации С.Аррениуса и ее развитие И.А.Каблуковым. Влияние растворителя и растворенного вещества на ионизацию. Состояние ионов в водных растворах. Гидратация ионов, образование аквакатионов. Степень (a) и константа (К) диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов сильных кислот и оснований.
- Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к ионизации слабых электролитов. Ступенчатый характер ионизации.
- Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности и активность ионов сильных электролитов в растворах.
- Теории кислот и оснований (Аррениуса, протолитическая теория Бренстеда и Лоури, электронная теория Льюиса). Константы кислотности (Ка) и основности (Кв). рН растворов слабых кислот и оснований.
- Амфотерные электролиты. Их диссоциация и растворение амфотерных гидроксидов в сильных кислотах и щелочах.
- Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Факторы, влияющие на гидролиз солей. рН растворов гидролизующихся солей.
- Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Произведение растворимости. Условия растворения и осаждения осадков.
- Способы выражения концентрации растворов.
- Роль ионных, в том числе кислотно-основных взаимодействий при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных смесей. Химическая несовместимость лекарственных веществ.
Литература
Основная:
1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: ВШ, разл. года изд.
2. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия (для фарм. вузов). – М.: ВШ, 1984.
3. Зеленин К.Н. Химия (для мед. вузов). – С-Пб.: Специальная литература, 1997.
4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: ВШ, 1981.
5. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. – М.: ВШ, 1994.
6. Цыбукова Т.Н. Лекции по общей и неорганической химии. – Томск: СибГМУ, 2004.
7. Кузнецова О.Г., Шангина Л.П., Шевцова Т.А., Юсубов М.С. Пособие по химии. Часть II. – Томск, НТЛ, 2001.
Дополнительная:
1. Ершов Ю.А., Попков В.А. и др. Общая химия. – М.: ВШ, 1993.
2. Практикум по неорганической химии. Учебное пособие для студентов вузов, обучающихся по специальности «Фармация», под ред. М.А.Остапкевича. – М.: ВШ, 1987.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия.
4. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в вузы. – М.: ВШ, 1987.
Методические указания и типовые примеры
к контрольному заданию № 1
(по 1 части программы, раздел 1)
Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии
Пример 1. Имеется 0,5 кг Al(OH)3. Сколько это составляет: а) моль, б) молекул, в) атомов?
Решение:
1) Находим количество вещества (n или n) Al(OH)3 по формуле:
, моль,
где m(x) – масса вещества, M(x) – молярная масса вещества.
По условию m(Al(OH)3) = 0,5 кг = 500 г;
M(Al(OH)3) = Aг(Al) + 3Aг(O) + 3Aг(H) = 27 + 3×6 + 3×1 = 78 г/моль.
моль
2) Находим количество молекул (N) Al(OH)3 по формуле:
N(x)=n(x)×NA, где NA – постоянная Авогадро.
NA =6,02×1023 моль-1.
N(Al(OH)3) = 6,4 моль × 6,02×1023 моль-1=38,5×1023 молекул.
3) Находим число атомов (S) Al(OH)3 по формуле:
Sатомов=N(x) × число атомов.
Число атомов в молекуле Al(OH)3 равно 7, тогда
Sатомов=38,5×1023×7=269,5×1023 = 2,7×1025
Ответ: в 0,5 кг Al(OH)3 содержится 6,4 моль вещества, это составляет 38,5×1023 молекул и 2,7×1025 атомов.
Пример 2. Имеется 9×1025 атомов NO2. Сколько это составляет: а) молекул, б) моль, в) граммов? Какой объем занимает данное количество газа?
Решение:
1) Находим количество молекул NO2 по формуле:
.
Число атомов в молекуле NO2 равно 3, поэтому
2) Находим количество вещества NO2 по формуле:
, где NA – постоянная Авогадро, NA =6,02×1023 моль-1.
моль
3) Находим массу NO2 по формуле:
m(x) = n(x)×M(x), где M(x) – молярная масса. М(NO2) = 46 г/моль.
m(NO2) = n(NO2)×M(NO2) = 50×46 = 2300 г.
4) Находим объем газа по формуле:
V(x) = n(x)×Vm , где Vm – молярный объем газа. Vm = 22,4 л/моль.
V(NO2) = n(NO2)×Vm = 50 × 22,4 = 1120 л.
Ответ: 9×1025 атомов NO2 соответствуют: 3×1025 молекул, 50 моль, 2300 граммов. Объем газа равен 1120 литров.
Пример 3. 100 мл газа, состоящего из азота и кислорода, при нормальных условиях весят 0,206 г. Вычислите молярную массу газа. Приведите его эмпирическую и графическую формулы.
Решение.
1) Находим молярную массу газа M(x) по формуле
по условию m(x) = 0,206 г.
Количество вещества газа n(x) можно вычислить, используя следствие из закона Авогадро: 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает один и тот же объем (молярный объем Vm)
Подставляем данные в формулу и вычисляем M(x)
г/моль
Можно вычислить M(x), используя пропорцию:
0,1 л газа весит 0,206 г
22,4 л газа весят x г, отсюда
г
Т.к. x – это масса 1 моль газа, то M(x) = 46 г/моль.
2) Выводим эмпирическую формулу газа.
Зная атомные массы элементов N (Aг = 14) и O (Аг = 16), методом подбора устанавливаем, что массу 46 г будет иметь 1 моль оксида азота NO2.
3) Составляем графическую формулу.
Для этого учитываем валентность кислорода, она равна II, т.е. каждый атом О должен образовывать с атомом N по две связи. При этом получается, что на атом N приходится в сумме 4 связи, т.е. он четырехвалентен. Тогда графическая формула имеет следующий вид: O=N=O.
Ответ: молярная масса газа NO2 составляет 46 г/моль. Графически формула изображается так: O=N=O.
Пример 4. В состав вещества входят 31,8% калия, 29,0% хлора и 39,2% кислорода. Установите его эмпирическую формулу, изобразите ее графически. Вычислите молярную массу вещества.
Решение:
1) Так как массовые доли всех компонентов вещества составляют в сумме 100%, можно принять массу всего вещества за 100 граммов.
Учитывая это, находим массы отдельных элементов по формуле:
.
г
г
г.
2) Обозначим формулу вещества KxClyOz, где x, y, z – количество вещества каждого элемента соответственно. Так как количество вещества можно вычислить по формуле , найдем мольное соотношение x:y:z.
.
Для приведения этого соотношения к целым числам разделим каждое на меньшее из них, т.е. на 0,82, при этом получаем . Следовательно, эмпирическая (простейшая) формула вещества KClO3.
3) Для графического изображения молекулы определим степени окисления элементов, которые в данном случае будут соответствовать их валентности: , значит . Тогда графическая формула имеет следующий вид: .
4) Находим молярную массу вещества:
M(KClO3)=Ar(K) + Ar(Cl) + 3Ar(O) = 39 + 35,5 + 3×16 = 122,5 г/моль.
Ответ: молярная масса вещества KClO3 составляет 122,5 г/моль. Графически формула вещества изображается так:
Пример 5. К раствору, содержащему 4 моль FeCl3, прибавили 0,5 кг KOH. Определите массу полученного осадка.
Решение:
В основе решения лежит реакция:
FeCl3 + 3KOH ® Fe(OH)3¯ + 3KCl
1) Находим вещество, по которому следует вести расчет продуктов реакции, т.е. выясняем избыток и недостаток реагирующих веществ. По уравнению соотношение количества веществ FeCl3 к KOH равно 1 : 3. По условию дано 4 моль FeCl3, значит надо вычислить количество вещества n(x) KOH по формуле:
По условию m(KOH) = 0,5 кг = 500 г.
M(KOH) = Ar(K) + Ar(O) + Ar(H) = 39 + 16 + 1 = 56 г/моль.
На 4 моль FeCl3 должно приходиться 12 моль KOH по уравнению реакции. Имеется 8,9 моль, значит KOH находится в недостатке и расчет продукта следует вести по KOH.
2) Находим массу осадка.
Для этого составляем пропорцию:
, где 107 г/моль = M(Fe(OH)3)
решая которую, находим массу осадка.
m(Fe(OH)3) = x = г
Ответ: масса осадка Fe(OH)3 составляет 318,45 грамма.
Пример 6. Сколько литров водорода выделится при действии разбавленной серной кислоты на 0,6 моль алюминия? Сколько соли при этом образуется?
Решение:
В основе решения лежит реакция:
2Al + 3H2SO4 ® Al2(SO4)3 + 3H2
1) Находим объем водорода по пропорции:
, где 22,4 л/моль – молярный объем газа.
V(H2) = x = (л)
2) Находим массу соли Al2(SO4)3.
Исходя из условия: m(Al) = n(Al)×Ar(Al) = 0,6 моль×27 г/моль = 16,2 г.
Составим пропорцию:
,
исходя из которой найдем массу соли
г.
Ответ: выделится 20,16 л H2 и образуется 102,6 г соли.
Строение вещества
Комплексные соединения
Пример 1. Определить степень окисления (С.О.) и координационное число (К.Ч.) комплексообразователя в соединениях, написать диссоциацию и составить выражения для констант нестойкости (Кнест.)
а) K4[Fe(CN)6], б) [Cu(NH3)4]SO4
Ответ: С.О. комплексообразователя определяется при подсчете зарядов всех компонентов (ионов и молекул), входящих в К.С. Следует помнить, что в целом молекула К.С. электронейтральна, т.к. заряд внешней сферы К.С. компенсируется зарядом внутренней сферы.
К.Ч. определяется числом монодентатных лигандов, окружающих комплексообразователь (центральный ион) и входящих во внутреннюю сферу. Лигандами могут быть как заряженные ионы, так и нейтральные молекулы.
Диссоциация К.С. протекает в 2 стадии, причем II стадия – распад комплексного иона – практически не идет, что доказывается малыми величинами Кнестойкости. Чем меньше Кнест. комплексного иона, тем более устойчив сам комплекс.
а) С.О.(Fe) = +2; К.Ч. = 6
Диссоциация:
Iст K4[Fe(CN)6] Û 4K+ + [Fe(CN)6]4–
IIст [Fe(CN)6]4– Û Fe2+ + 6CN–
б) . С.О. (Cu) = +2; К.Ч. = 4.
Диссоциация:
Iст. [Cu(NH3)4]SO4 Û [Cu(NH3)4]2+ + SO42–
IIст. [Cu(NH3)4]2+ Û Cu2+ + 4NH30
Пример 2. Дописать реакцию образования К.С. и назвать продукт.
а) AgCl + NH3 ® к.ч. = 2
б) KCl + PtCl4 ® к.ч. = 6
Ответ: При написании продукта реакции следует помнить, что комплексообразующими свойствами обладают в первую очередь d-элементы (малоактивные металлы), затем p-элементы. Для s-элементов комплексообразование не характерно.
В названиях К.С. следует использовать номенклатуры Штока или Эвенса-Бассета.
а) - комплекс катионного типа.
Шт: Диаммин серебро (I) хлорид
Э-Б: Диаммин серебро (1+) хлорид, где (I) – С.О. комплексообразователя Ag, а (1+) – заряд комплексного иона.
б) - комплекс анионного типа.
Шт: Калий гексахлороплатинат (IV).
Э-Б: Калий гексахлороплатинат (2–), где (IV) – С.О. комплексообразователя Pt, а (2–) – заряд комплексного иона.
Пример 3. Допишите реакцию обмена между двумя солями …. Назовите полученный комплекс, напишите для него диссоциацию и составьте выражение Кнестойкости.
Ответ:
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4
Fe3[Fe(CN)6]2 – комплекс анионного типа
Шт: железо гексацианоферрат (III),
Э-Б: железо гексацианоферрат (3–).
Диссоциация:
Iст. Fe3[Fe(CN)6]2 Û 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3–
IIст. [Fe(CN)6]3– Û Fe3+ + 6CN–
Пример 4. Определите величину и знак заряда комплексного иона:
а) ,
б) . Чему равно координационное число?
Ответ:
а) , к.ч. = 6.
б) , к.ч. = 6.
Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой зарядов ионов-комплексообразователей и лигандов, а координационное число зависит от С.О. комплексообразователя и равно сумме лигандов.
В данных примерах следует учесть, что молекула H2O электронейтральна, а оксалат-ион C2O42- - бидентатный лиганд.
Химическое равновесие
Константа химического равновесия рассчитывается по ЗДМ для обратимых реакций.
Пример 1. Выразить константу равновесия для реакции:
а)
Ответ:
б)
Ответ:
(для твердых веществ концентрация постоянна).
Смещение химического равновесия при действии различных факторов определяют по принципу Ле-Шателье.
Пример 2. Для реакции
3H2 + N2 Û 2NH3; DH0 = -46,2 кДж/моль
определить, в какую сторону сместится равновесие при повышении: а) температуры, б) давления, в) концентрации продукта реакции.
Ответ:
а) Отрицательное значение энтальпии образования аммиака говорит о том, что прямая реакция экзотермическая, а обратная – эндотермическая. При повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие реакции сместится влево.
б) В левой части реакции участвуют 4 (3+1) моля газообразных веществ, а в правой – 2 моля, то есть исходные вещества занимают объем в 2 раза больший, чем продукты реакции. При повышении давления равновесие сместится вправо, то есть в сторону уменьшения объема.
в) При повышении концентрации аммиака равновесие сместится в сторону ее уменьшения, то есть влево.
Скорость химических реакций
Скорость необратимых реакций выражается математически по ЗДМ для необратимых реакций.
Пример. Выразить математически скорость реакции:
а) C2H4 + 3O2 ® 2CO2 + 2H2O
Ответ: n = k×[C2H4]×[O2]3, где k – константа скорости реакции
б) 3Fe(тв) + 4H2O Û Fe3O3 (тв) + 4H2
Ответ: для прямой реакции nпр.= k1×[H2O]4
для обратной реакции nобр.= k2×[H2]4, т.к. для твердых веществ концентрация постоянна, т.е. [Fe]тв.=[Fe3O4]тв.=const
Решение задач
Пример 1. Какой объем раствора H3PO4 с W=30% и r=1,25 г/мл потребуется для приготовления 2 л раствора с молярной концентрацией 0,2 моль/л?
Дано: W%=30% r=1,25 г/мл V=2 л С(H3PO4) = 0,2 моль/л | Решение: 1) m(H3PO4) = C(моль/л)×V(л)×М(г/моль) = = 0,2×2×98 = 39,2 г 2) m(р-ра) = = = = 130,7 г 3) V(р-ра) = = = 104,56 мл Ответ: 104,56 мл |
V30% р-ра = ? |
Пример 2. Сколько граммов Na2CO3 нужно взять для приготовления 0,5 л раствора с массовой долей 12% и плотностью 1,1 г/см3?
Дано: V(р-ра)=0,5л=500 мл r=1,1г/см3 (г/мл) W%=12% | Решение: 1) m(р-ра)=V(p-pa) × r=500мл×1,1 г/мл = 550 г. 2) m(Na2CO3)= =66 г Ответ: 66 г. |
m(Na2CO3) – ? |
Пример 3. Смешали 100 г раствора NaOH с W%=10% и 0,3 л раствора NaOH c W%=25% (r=1,3 г/мл). Какова массовая доля полученного раствора?
Дано: m(p-pa)1=100 г W1%=10% V2=0,3л W2%=25% r2=1,3г/мл W3% – ? | Решение: 1) m(NaOH)1= =10 г 2) m(р-ра)2= V2×r2 = 300 мл×1,3 г/мл = 390 г |
3) m(NaOH)2= 97,5 г 4) W3= = = =21,94% Ответ: 21,94%. |
Пример 4. (Разбавление раствора). Сколько воды нужно прибавить к 100 мл 20%-го раствора серной кислоты (r=1,14 г/мл), чтобы получить 3%-ный раствор?
Дано: W1%=20% W2%=3% V(р-ра)= 100 мл r=1,14 г/мл | Решение: 1) m(р-ра)=V(p-pa) × r= 100мл×1,14 г/мл = 114 г. 2) m(H2SO4)= =22,8 г 3) Так как масса вещества после разбавления остается той же, то m(p-pa)2=m(H2SO4) × 100% / W2% = = =760 г. 4) V(H2O)=m(H2O)=760 г – 114 г = 646 г. Ответ: 646 г или 646 мл. |
V(H2O) или m(H2O) –? |
Пример 5. (Укрепление раствора). Сколько граммов NaCl нужно добавить к 200 мл 10%-го раствора (r=1,27 г/мл), чтобы получить раствор с массовой долей 15%?
Дано: V(р-ра)= 100 мл r=1,27 г/мл W1%=10% W2%=15% m(NaCl)доб – ? | Решение: 1) m(р-ра)=V(p-pa) × r= 100мл×1,27 г/мл = 127 г. 2) m(NaCl)= =12,7 г 3) Обозначим m(NaCl)доб за х. Тогда на х г увеличатся массы и вещества и раствора в 15%-ном растворе. 15%= 15×(127+х)=(12,7+х)×100 1905+15х=1270+100х 635=85х; х=7,47 г Ответ: нужно добавить 7,47 г NaCl. |
Пример 6. Сколько граммов щавелевой кислоты H2C2O4×2H2O необходимо взять для приготовления 200 мл децинормального (0,1 моль/л) раствора?
Дано: C( V(р-ра)= 200 мл = 0,2 л m(H2C2O4×2H2O) – ? | Решение: m(H2C2O4×2H2O)=C( H2C2O4) × V× ×M( H2C2O4×2H2O)=0,1моль/л×0,2л×63г/моль= = 1,26 г. Ответ: 1,26 г H2C2O4×2H2O |
Пример 7. Титр раствора H3PO4 равен 0,004 г/мл. Вычислить W%, C(x), C( ) этого раствора, если r раствора 1,15 г/мл.
Дано: t = 0,004 г/мл r = 1,15 г/мл W% –? C(x) – ? C( ) – ? | Решение: Воспользуемся формулами связи разных способов выражения концентрации между собой, например, формулами (11), (13) и (15). =0,04 моль/л C( H3PO4) = C(H3PO4)×Z=0,04 моль/л×3= =0,12моль/л Ответ: 0,35%; 0,04 моль/л; 0,12 моль/л. |
Пример 8. Навеска технического карбоната калия массой 0,7 г растворена в 50 мл воды. На реакцию полученного раствора затрачено 48 мл раствора HCl с молярной концентрацией 0,2 моль/л. Определить C(K2CO3), t, m(K2CO3) в растворе и W%(K2CO3) в навеске.
Дано: m(K2CO3)техн.=0,7 г V(р-ра K2CO3)=0,05л V(HCl)=0,048 л C(HCl)=0,2 моль/л С(K2CO3) – ? t – ? m(K2CO3) – ? W% –? | Решение: 1) m(HCl)=C(HCl) ×V(HCl) ×M(HCl) =0,048× ×0,2×36,5= =0,35 г 2) K2CO3+2HCl®2KCl+CO2+H2O M(K2CO3)=138г/моль; M(HCl)=36,5г/моль Составляем пропорцию по уравнению реакции: 138 г K2CO3 взаимодействуют с 2×36,5=73г HCl х г K2CO3 взаимодействуют с 0,35г HCl m(K2CO3)=x= =0,662 (г) 3) С(K2CO3)= = = = 0,096 (моль/л) 4) t= = = =0,0132 (г/мл) 5) W%= = = =94,6 (%) Ответ: 0,662 г; 0,096 моль/л; 0,0132 г/мл и 94,6%. |
Амфотерные гидроксиды
Так как амфотерные гидроксиды проявляют свойства как кислот, так и оснований, то кроме уравнений их диссоциации по ступеням, нужно уметь записывать и двойную диссоциацию, например,
к-та H2ZnO2
к-та H3CrO3 (орто)
или HCrO2 (мета)
Растворение амфотерных гидроксидов в кислотах и щелочах следует записывать в молекулярном и ионном виде. Амфотерный гидроксид как слабый электролит на ионы не расписывается.
Пример 1.
1)
2) а)
б)
Пример 2.
1) 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 6H2O
2Cr(OH)3 + 6H+ + 3SO42- ® 2Cr3+ + 3SO42- + 6H2O
Cr(OH)3 + 3H+ ® Cr3+ + 3H2O
2) а) Cr(OH)3 + 3KOH ® + 3H2O
Cr(OH)3 + 3OH– ® CrO33– +3H2O
б) Cr(OH)3 + KOH ® + 2H2O
Cr(OH)3 + OH– ® CrO2– +2H2O
в) Cr(OH)3 + 3KOH ® K3[Cr(OH)6]
к.ч.=6 гидроксокомплекс
Cr(OH)3 + 3OH– ® [Cr(OH)6]3–
Гидролиз солей
Уравнения реакций гидролиза различных солей нужно писать по ступеням (1-я ступень наиболее важная), кроме случая полного гидролиза соли, в молекулярном и ионном виде.
Пример 1. K2S – соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой H2S (гидролиз по аниону). Гидролиз в 2 ступени, т.к. кислота двухосновная.
I. K2S + HOH KOH + KHS