МЕТОДИЧКА ХИМИЯ ЗФО

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

БАЛТИЙСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ имени И. КАНТА

ИНСТИТУТ ПРИРОДОПОЛЬЗОВАНИЯ, ТЕРРИТОРИАЛЬНОГО РАЗВИТИЯ И ГРАДОСТРОИТЕЛЬСТВА

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ХИМИИ

для студентов 1 курса Направление подготовки 08.03.01.62 «Строительство»

Профиль «Промышленное и гражданское строительство» Форма обучения: заочная

Калининград 2014

Лист согласования

Составитель: к.х.н., доцент кафедры географии, природопользования и пространственного развития Е.Ю. Деменчук

Методические указания одобрены методическим советом Института природопользования, территориального развития и градостроительства

Протокол №_____от «____»_______________ 2014 г.

Председатель методического совета _________________ (Федоров Г.М.)

2

ТРЕБОВАНИЯ К ОФОРМЛЕНИЮ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ

Впроцессе изучения дисциплины студент заочной формы обучения выполняет одну письменную контрольную работу. При написании работы необходимо проявить навыки самостоятельной работы, показать умение пользоваться литературными источниками, справочными материалами. Содержание работы необходимо излагать своими словами, логически последовательно.

Начинать работу надо с тщательного изучения методических рекомендаций по изучаемой дисциплине. Далее надо подобрать необходимую литературу. В процессе написания работы можно привлечь дополнительную литературу, более углубленно рассматривающую различные аспекты темы и вышедшую после опубликования методических рекомендаций. В случае затруднения в выборе литературы можно обратиться за консультацией к преподавателю.

Работа должна быть написана четко, разборчиво, с полями для замечаний, страницы тетради должны быть пронумерованы. Оформление работы должно осуществляться следующим образом: обязательно указывается вариант работы, выписывается условие задачи, затем – подробный ход решения и ответ.

Вконце работы указывается список использованной литературы, дата написания работы, подпись студента. В тетрадь должна быть вложена рецензия.

Выполненная контрольная работа сдается (высылается) в университет на рецензирование в соответствии с учебным графиком. Студенты, получившие контрольную работу после проверки, должны внимательно ознакомиться с рецензией и с учетом замечаний и рекомендаций доработать отдельные вопросы или устранить замечания.

Не зачтенная контрольная работа дорабатывается и сдается (высылается) вместе с рецензией на повторное рецензирование.

Зачтенная контрольная работа предъявляется при сдаче зачета. Без контрольной работы студент к зачету не допускается.

Вариант контрольной работы определяется каждому студенту преподавателем, читающим лекции, или назначается по двум последним цифрам номера зачетной книжки студента.

3

СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ

1.Типы и классы химических веществ. Систематическая, рациональная и тривиальная номенклатура неорганических соединений. Бинарные и многоэлементные соединения. Основные, кислотные и амфотерные соединения. Кислорододержащие и бескислородные соединения. Зависимость названия кислородсодержащих кислот от степени окисления кислотообразующего элемента. Основания и амфотерные гидроксиды. Средние, кислые и основные соли. Оксосоли.

2.Газовые законы: Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля. Зависимость между объемом газа, давлением и температурой. Стандартные, нормальные и реальные условия. Уравнение идеального газа. Закон парциальных давлений.

3.Составление уравнений химических реакций. Стехиометрические расчеты. Молярная масса, молярный объем, количество вещества, эквивалент и эквивалентное количество вещества, мольная масса эквивалента, эквивалент кислоты и основания, эквивалентный объем. Расчеты по уравнениям реакций. Основные химические законы: Авогадро (со следствиями), сохранения массы, кратных отношений, постоянства состава, эквивалентов. Определение молекулярных масс веществ в газообразном состоянии: по плотности газа, мольному объему и по уравнению Менделеева-Клапейрона. Вывод химических формул. Расчеты по химическим формулам и уравнениям.

4.Энергетика химических реакций. Химико-термодинамические расчеты. Тепловой эффект химической реакции. Первый закон термодинамики. Стандартная энтальпия. Термохимические уравнения. Закон Гесса и его следствия. Стандартное изменение энтальпии химической реакции. Расчет стандартной энтальпии реакции по стандартным энтальпиям образования веществ. Расчет стандартной энтальпии реакции по стандартным энтальпиям сгорания веществ. Нахождение стандартной энтальпии образования вещества через суммирование уравнений на основании закона Гесса. Возможность самопроизвольного протекания реакции в изолированных системах. Термодинамическая вероятность состояния системы. Энтропия. Стандартная энтропия. II Закон термодинамики. Предсказание знака изменения энтропии в химической реакции. III Закон термодинамики. Расчет стандартной энтропии реакции по стандартным значениям энтропии реагентов и продуктов. Возможность самопроизвольного протекания реакции в закрытых системах Изобарный и изохорный потенциал реакции (энергия Гиббса и Гельмгольца). Связь энергии Гиббса с энтальпией и энтропией реакции. Термодинамическая константа равновесия. Расчет изменения стандартной энергии Гиббса реакции по стандартным значениям энергии Гиббса образования реагентов и продуктов. Расчет стандартной энергии Гиббса реакции по величине стандартной энтальпии и стандартной энтропии реакции, анализ вклада энтропийной и энтальпийной составляющей. Расчет температуры равновероятного протекания прямого и обратного процесса. Расчет константы равновесия по изменению стандартной энергии Гиббса. Вычисление константы равновесия и стандартной энтальпии реакции по двум константам при разных температурах по уравнению изобары реакции.

5.Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Кинетическое уравнение реакции. Константа скорости реакции. Факторы, влияющие на величину константы скорости реакции. Зависимость скорости от температуры. Правило ВантГоффа. Определение порядка реакции по кинетическим данным. Расчет скорости

обратной и прямой реакции по константе скорости реакции и концентрации. Уравнение

4

Аррениуса. Энергия активации. Расчет энергии активации по кинетическим данным при разных температурах. Расчет энергии активации по температурному коэффициенту скорости реакции. Расчет температурного коэффициента скорости реакции по энергии активации

6.Константа равновесия, связь константы равновесия с энтальпией энергией активации реакции (уравнения изобары и изотермы). Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье. Константа равновесия гетерогенного процесса. Равновесные концентрации. Влияние катализатора на значение константы равновесия. Вычисление константы равновесия и исходных концентраций реагирующих веществ.

7.Растворы. Растворимость. Растворимость газов, закон Генри. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе: процентная, молярная, моляльная, молярная концентрация эквивалента, титр. Переход из одной концентрации в другую. Расчет молярной, молярной концентрации эквивалента через массу растворенного вещества. Изменение концентрации при смешивании растворов. Способы определения концентрации, титрование. Расчет массы и массовой доли растворенного вещества по результатам титрования.

8.Растворы электролитов и неэлектролитов. Законы Рауля и Вант-Гоффа. Осмос. Коллигативные свойства растворов: осмотическое давление, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения. Изотонический коэффициент. Осмолярность и осмоляльность. Гипогипер- и изотонические растворы. Расчет температур замерзания, кипения и величины осмотического давления растворов электролитов и неэлектролитов с известной концентрацией. Изучение растворов методами эбуллиоскопии, криоскопии и осмотического давления - расчет мольной массы неэлектролита и степени диссоциации электролита. Расчет величины изотонического коэффициента по известным значениям осмотического давления, температур кипения и замерзания растворов.

9.Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Теория сильных электролитов. Ионная сила раствора. Активность. Коэффициент активности. Вычисление коэффициентов активности ионов в растворах.

10.Протолитическая теория кислот и оснований. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Среда растворов сильных и слабых кислот и оснований. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Вычисление рН растворов протолитов, полученных смешением растворов различных веществ. Гидролиз солей. Среда растворов солей. Смещение равновесия гидролиза. Влияние температуры и кислотности среды. Необратимый гидролиз. Степень и константа гидролиза. Расчет рН в растворах гидролизующихся солей. Среда растворов фосфатов. Буферные растворы. Механизм буферного действия. Буферная емкость растворов. Расчет рН буферных растворов.

11.Растворимость. Способы выражения растворимости. Произведение растворимости. Условие образования и растворения осадков. Влияние одноименного иона

иионной силы на растворимость. Вычисление растворимости и константы растворимости (ПР) с учетом и без учета ионной силы раствора, в присутствии и без одноименного с осадком иона. Конкурирующие реакции, влияние рН раствора на смещение равновесия.

12.Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные процессы. Электрохимические системы, их классификация. Законы Фарадея. Термодинамика

5

электродных процессов. Понятие об электродных потенциалах. Электрохимические системы. Гальванический элемент, ЭДС и ее измерение. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Уравнение Нернста. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов. Ионселективные электроды и сенсоры. Мембраны и мембранный потенциал. Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выход по току. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Коррозия металлов и защита металлов и сплавов. Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Методы защиты от коррозии: легирование, электрохимическая защита, защитные покрытия. Изменение свойств коррозионной среды. Ингибиторы коррозии.

Основная литература

1.Глинка, Н. Л. Общая химия: учеб. пособие/ Н. Л. Глинка; под ред. В. А. Попкова, А. В. Бабкова. - 18-е изд., перераб. и доп.. - М.: Юрайт, 2011. - 885, [3] с.: ил., табл. + 1 эл. опт. диск. - (Основы наук). - Библиогр.: с. 886. - Лицензия до 01/01/2017. - ч.з.N1(1), Сетевой ресурс(1)

2.Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб.-практ. пособие/ Н. Л. Глинка ; под ред. А. В. Бабкова, В. А. Попкова. - 14-е изд.. - М.: Юрайт, 2014. - 1 эл. опт. диск (CD-ROM), 236, [1] с.. - (Бакалавр. Базовый курс). ч.з.N1(1), Сетевой ресурс(1)

Дополнительная литература

1Артеменко, А.И. Органическая химия: Учебное пособие для студ. нехимических спец.вузов/ А. И. Артеменко. - М.: Высш. шк., 2003. - 605 с. УБ(33),

ч.з.N1(2)

2Высокомолекулярные соединения: учеб. пособие/ Ю.Д.Семчиков. - М.:

Академия; Н. Новгород, 2003. - 367 с. ч.з.N1(1), НА(1)

3Гельфман, М. И. Коллоидная химия: [учебник]/ М. И. Гельфман, О. В. Ковалевич, В. П. Юстратов. - СПб.; М.; Краснодар: Лань, 2004. - 333 с. УБ(23), ч.з.N1(2)

4Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия: учебник для хим.-технол. спец. вузов/ Н. С. Ахметов. - 4-е изд., перераб. и доп.. - М.: Высш. шк.: Академия,

2001,2002. - 743 с. УБ(57), НА(1), ч.з.N1(1)

5Зайцев, О. С. Общая химия. Направление и скорость хим. процессов. Строение вещества: учеб.пособие для нехим.спец.ун-тов/ О. С. Зайцев. - М.: Высш. шк.,

1983. - 248 с. НА(1), ч.з.N1(1)

6Зайцев, О. С. Общая химия. Состояние веществ и химические реакции: учеб. пособие для хим. и хим.-технол. спец. вузов/ О. С. Зайцев. - М.: Химия, 1990. - 352 с.

ч.з.N1(1)

7Кузьменко, Н. Е. Общая и неорганическая химия: Пособие для поступающих в вузы и для учащихся подгот.курсов/ Н. Е. Кузьменко, С. С. Чуранов. - М.:

Изд-во МГУ, 1977. - 473 с. НА(1), УБ(19)

8Лидин, Р.А. Химические свойства неорганических веществ: учеб.пособие для студ. Вузов./ Р.А.Лидин, В.А.Молочко, Л.Л.Андреева, под ред. Р.А.Лидина. - 4-е изд.,

стереотип.. - М.: КолосС, 2003. - 480 с. ч.з.N1(1)

6

9 Лидин, Р.А. Неорганическая химия в вопросах:/ Р.А. Лидин, Л.Ю.Аликберова, Г.П.Логинова; Под ред. Р.А.Лидина. - М.: Химия, 1991. - 252 с. НА(1), ч.з.N1(1)

10Цитович, И. К. Курс аналитической химии: [Учеб.для студ.с.-х.вузов]/ И. К.

Цитович. - М.: Высш. шк., 1994. - 495 с. ч.з.N1(1)

11Хомченко, Г. П. Химия для поступающих в вузы: практикум/ Г. П.

Хомченко. - М.: Высш. шк., 1985, 1986. - 367 с. НА(2)

12Хомченко, Г. П. Задачи по химии для поступающих в вузы: рекомендовано Мин.образования/ Г. П. Хомченко, И. Г. Хомченко. - М.: Высш. шк., 1996. - 302 с.

ч.з.N1(1), НА(1)

13Лурье, Ю. Ю. Справочник по аналитической химии/ Ю. Ю. Лурье. - 6-е изд., перераб. и доп.Репр. воспроизведение изд. 1989 г.. - М.: Альянс, 2013. - 446, [1] с всего 40: УБ(40) Свободны: УБ(1)

14Гузей, Л.С. Новый справочник по химии: справочное издание/ Л.С. Гузей; Под ред.С.Ф.Дунаева. - 3-е изд.. - М.: Большая медведица, 2001. - 339 с. НА(1)

7

ВЫБОР ВАРИАНТА КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ

8

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1.Типы и классы химических веществ

1.Напишите графические формулы следующих оксидов: Cr2O3, SiO2, V2O5, CrO3:, Mn2O7, MnO3 и OsO4.

2.Какие из приведенных оксидов СО2, CaO, Fe2O3, SiO2, А12О3 способны к

солеобразованию с кислотными? Напишите уравнения их взаимодействия с оксидом серы (VI)..

3.Какие из приведенных оксидов N2O3, NO2, MgO, SO2, P2O5, Bi2O3, CO2 способны к солеобразованию с основными оксидами? Напишите уравнения их взаимодействия с оксидом кальция.

4.Напишите уравнения реакций, характеризующих амфотерные свойства

Sb2O3, SnO, Cr2O3 и ВеО.

5.Приведите названия следующих оснований: а)NaOH, б)Mg(OH)2, в)Cu(OH)2,

г)CsOH, д)Ca(OH)2, е)Al(OH)3, ж)Zn(OH)2, з)Cr(OH)3, и)Ti(OH)4.

6.Приведите эмпирические и графические формулы перечисленных оснований: а) гидроксид калия; б) гидроксид циркония (IV): в) гидроксид бария; г) гидроксид галлия; д) гидроксид лантана (III); е) гидроксид лития; ж) гидроксид железа (II); з) гидроксид железа (III).

7.Приведите названия следующих кислот и кислотных остатков (анионов):

H2CO3, HNO3, CH3COOH, HNO2, H2S, HClO4, H3PO4, HCl, HMnO4, H2SO4, H2CrO4, HCOOH, H2SO3, H2Cr2O7.

8.Приведите эмпирические формулы перечисленных кислот: а)хлорной; б) бромноватой; в) хлорноватистой; г) марганцовой; д) марганцовистой; е) серной; ж) сернистой; з) дисерной; и) хромовой; к) дихромовой; л) ортотеллуровой; м) ортоиодной; н) ортомышьяковой; о) метамышьяковой; п) метамышьяковистой; р) азотной; с) угольной; т) ортоборной.

9.Назовите следующие соли: а) Аl2(SO4)3, б) FеОН(NО3)2, в) KHS; г) FeCl2, д)

NaH2PO4, е) AlOHSO4.

10.Назовите следующие соли: в) Са(NО3)2, Са(НСО3)2, ВiОН(NО3)2; г)

Ва3(РO4)2, КНSО3;, д) К2SiО3, Рb(НSO3)2, MgOHCl.

11.Приведите эмпирические формулы следующих солей: силикат лития,

гидросиликат лития, сульфат железа (III), сульфат гидроксожелеза (III), сульфат дигидроксожелеза (III), сульфит железа (II), сульфит гидроксожелеза (II), гидросульфитжелеза (II), сульфид меди (II), сульфид гидроксомеди (II), гидросульфидмеди (II).

12.Напишите уравнения реакций образования средних солей между следующими веществами: а)силикатом натрия и азотной кислотой; б) гидрокарбонатом калия и бромоводородной кислотой; в) гидросульфатом калия и гидроксидом калия; г) гидроксосульфатом алюминия и серной кислотой;

13.Допишите уравнения реакций образования основных солей. Подпишите названия соединений:

14.Допишите уравнения реакций образования кислых солей. Подпишите названия соединений.:

15.Закончите уравнения реакций получения средних солей и подпишите их названия:

2.Газовые законы: Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля

16.Определить молярную массу газа, если 0,29 л его при температуре 29оС и

давлении 1,064·105 Па (800 мм рт.ст.) имеют массу 0,32 г.

17.Сколько нужно взять карбоната кальция, чтобы полученным при его разложении диоксидов углерода наполнить баллон емкостью 40 л при температуре 15оС и давлении 1,013·106 Па?

18.Какой объем кислорода, взятого при 300оС и давлении 5,06·105 Па, израсходовался на сгорание 10 кг каменного угля до образования СО2, если в угле

содержалось 94 % С ?

19.При пропускании над катализатором смеси, состоящей из 10 молей SO2 и 15

молей O2, образовалось 8 молей SO3. Сколько молей CO2 и O2 не вступило в реакцию?

20.Вычислить массу: а) 2 л Н2 при 15 °С и давлении 100,7 кПа; б) 1 м3 N2 при 10 °С и давлении 102,9 кПа ; в) 0,5 м3 Сl2 при 20 °С и давлении 99,9 кПа.

21.Привести к нормальным условиям 608 мл газа, имеющего температуру 91 °С

идавление 740 мм рт. ст.

22.Вычислить молярную массу газа, если относительная плотность его по воздуху равна 1,45 (молярная масса воздуха равна 29 г/моль).

23.Вычислить молярную массу ацетона, если масса 500 мл его паров при 87 °С

идавлении 96 кПа равна 0,93 г.

24.Из скольких атомов состоят в парах молекулы ртути, если плотность паров ртути по воздуху равна 6,92?

25.Вычислить массу кислорода, содержащегося в баллоне емкостью 25 л при 20

°С и 120 атм.

26.При 17 °С и давлении 104 кПа масса 624 мл газа равна 1,56 г. Вычислить молярную массу газа.

27.Вычислить массу 1 м3 СО2 при 27 °С и 101,325 кПа.

28.Какой объем займет 1 кг воздуха при 17 °С и давлении 1 атм?

29.Вычислить, при каком давлении 5 кг азота займут объем 50 л, если температура равна 500 °С?

30.Вычислить, какие газы тяжелее, а какие легче воздуха и во сколько раз: NО2,

СО, Сl2, СН4?

10