102

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ РФ

РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

ТОРГОВО-ЭКОНОМИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра товароведения и экспертизы товаров

А.П.Ярутич

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Тематика контрольных работ и методические указания по их выполнению

Москва

2011 г.

УДК 54 (076)

Рассмотрены основные понятия и расчетные формулы химических законов. Приведены примеры решения основных типов расчетных задач. Даны варианты контрольных заданий по всем темам.

Содержание

Тема 1. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических

    соединений……..……………………………………………………4

Тема 2. Эквиваленты………………………………………………………...11

Тема 3. Строение атома…………………………………………………….16

Тема 4. Химическая связь…………………………………………………23

Тема 5. Энергетика химических процессов и химическое сродство……..29

Тема 6. Химическая кинетика и химическое равновесие…………………37

Тема 7. Растворы. Способы выражения концентрации растворов……….46

Тема 8. Ионно-молекулярные реакции обмена……………………………51

Тема 9. Гидролиз солей……………………………………………………57

Тема 10. Окислительно-восстановительные реакции……………………62

Тема 11. Электрохимия……………………………………………………...70

Тема 12. Коррозия металлов………………………………………………87

Тема 13. Комплексные соединения………………………………………..93

Список литературы………………………………………………………..…99

Тема 1. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических  соединений.

Химия изучает состав, строение, свойства и превращения веществ, а так же явления, которые их сопровождают. При химических превращениях или химических реакциях из одних веществ получаются другие.

Вещество состоит из отдельных частиц – молекул, атомов или ионов, которые являются объектами изучения химии.

Стехиометрия (от греч. stoicheion – элемент,основание) – учение о количественных соотношениях между реагирующими веществами и между атомами в формулах различных веществ.

Атом – (от греч. atomos – неделимый) – наименьшая химическая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула (от лат. moles- масса) – наименьшая частица вещества, определяющая его состав и свойства.

В зависимости от состава вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества образованы атомами одного химического элемента. Например цинк, металл Zn, азот – газ - N₂, сера, неметалл S, олово, металл Sn, кислород – газ – О₂, хлор – газ – Cl₂ и т.д. Сложные вещества образованы атомами разных элементов.

Наиболее важные классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли.

Оксидами – называются соединения элементов с кислородом. По своим химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. В свою очередь солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основными называются те оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами образуют соли. Например: СаО, Na₂O и т.п.

Кислотными называются оксиды, которые при взаимодействии с гидроксидами или основными оксидами образуют соли. Например: SO₂, CO₂ и т.п.

Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли как при взаимодействии с основными, так и кислотными оксидами. Так Al₂O₃ растворяется с образованием солей в кислотах и щелочах.

Гидроксидами (основаниями) называются сложные вещества диссоциирующие в растворах или расплавах с образованием гидроксильных анионов. Так к гидроксидам относятся NaOH, Ca(OH)₂ и т.п. В зависимости от содержания гидроксильных ионов основания делятся на однокислотные (NaOH), двухкислотные (Са(ОН)₂) и т.д.

Кислотами называются сложные вещества, диссоциирующие в водных растворах или расплавах с образованием катионов водорода. Например: HCl, H₃PO₄ и т. п. По своему составу кислоты могут быть разделены на кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄) и бескислородные (HCl, HCN).В зависимости от числа содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (HNO₃,HCl), двухосновные (H₂CO₃, H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄), четырехосновные (H₄P₂O₇) и т.д.

Соли могут рассматриваться как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении атомов водорода или гидроксильных групп образуются средние (нормальные) соли, при неполном замещение атомов водорода образуются кислые соли (NaH₂PO₄; NaHCO₃), при неполном замещении гидроксильных групп – основные соли ((CuOH)₂CO₃; Al(OH)₂Cl). Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями.

Относительная молекулярная масса химического соединения (М_r) численно равна сумме относительных атомных масс (А_r) всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

M_r(H₂O) = 2A_r(H) + A_r(O) = 2· 1 + 16 = 18

Моль – количество вещества (ν), содержащего столько же частиц (атомов, молекул или ионов), сколько атомов углерода содержится в 12г изотопа углерода ¹²С, т.е. 6,02·10²³.

Молярная масса(М) – масса одного моля вещества. Численно совпадает с относительной молекулярной массой. Выражается в г/моль.

М_r(H₂O) = 18 , следовательно М(Н₂О) = 18 г/моль

Пример 1. Осуществить цепочку превращения веществ и указать название каждого соединения.

Na → NaOH → NaHSO₄ → Na₂SO₄ → BaSO₄

1. 2Na + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂

гидроксид натрия водород

2. NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

серная кислота гидросульфат натрия вода

3. NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

сульфат натрия

4. Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2 NaCl + BaSO₄↓

хлорид натрия сульфат бария

Основные стехиометрические законы химии

1. Закон сохранения массы веществ (1748 г. М.В.Ломоносов)

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава (1808 г. Пруст)

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

3. Закон кратных отношений (1803 г. Д. Дальтон)

Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с одним и тем же массовым количествами другого элемента относятся между собой как небольшие целые числа.

3. Закон простых объёмных отношений (1808 г. Гей-Люссак)

Объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях относятся друг к другу как стехиометрические коэффициенты (простые целые числа)

3. Закон Авогадро (1811 г. А.Авогадро)

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) содержится одинаковое число молекул.

Следствие: Моль любого газа (при Р, Т = const) занимает один и тот же объём. 1 моль газа содержит 6,02 · 10²³ молекул и занимает объём 22,4 дм³ при нормальных условиях (t^о=0^оС, Т^о=273 К, Р^о=101,3 кПа)

ν ₌ ν=

Пример 2. Вычислить массовую долю каждого элемента в молекуле карбоната кальция.

Решение: Формула соли – СаСО₃, следовательно

М_(СаСО3) = А_r(Са) + А_r(С) + 3·А_r(О) = 40 + 12 + 3· 16 = 100 г/моль

Массовую долю элемента в веществе рассчитываем по формуле:

;

Пример 3. Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 100 г угля содержащего 10% примесей.

Решение: Составляем уравнение химической реакции:

m_(смеси) = 100г

ω_{(примесей)} = 10% V^o-?

С + О₂ = СО₂

ν = 1моль ν = 1моль

М = 12 г/моль V_M = 22,4 дм³

В 100 г смеси процентное содержание углерода равно 100% - 10% = 90%, что составляет в граммах , отсюда . По уравнению химической реакции следовательно . Объём выделившегося газа будет равен