ЕН.Ф4 Химия

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального
образования
«Мурманский государственный педагогический университет»
(МГПУ)
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
ЕН.Ф.04.
ХИМИЯ
Основная образовательная программа подготовки специалиста по
специальности (специальностям)
020801 «Экология»
Утверждено на заседании
кафедры биологии и химии
естественно-экологического факультета
(протокол № 13 от 02 апреля 2008 г.)
Зав. кафедрой
__________________ Харламова М.Н.
РАЗДЕЛ 1. Программа учебной дисциплины.
1.1 Автор программы: Сагайдачная В.В., старший преподаватель
кафедры биологии и химии ЕГФ МГПУ.
1.2 Рецензенты:
Луппова Е.Н., кандидат биол. наук, доцент кафедры биологии и химии ЕГФ
МГПУ.
Лештаев А.А., кандидат биол. наук, доцент кафедры географии и экологии
ЕГФ МГПУ.
1.3 Пояснительная записка
Курс химии - один из ведущих в естественнонаучном образовании
специалиста-эколога, изучающего процессы, происходящие в природных и
техногенных системах.
Программа курса ставит своей целью развитие активного химического
и
экологического
мышления
на
основе
фундаментальных
естественнонаучных знаний, системного подхода и современных достижений
теоретической и экспериментальной химии.
Задачи предмета:
1. Сформировать у студентов-экологов современные представления о
строении и свойствах химических веществ, закономерностях
протекания химических процессов, что позволит на данной основе
освоить систему химических и экологических понятий.
2. 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.
3. Ознакомить с основами современного учения о растворах,
являющегося научной базой для изучения электролитного баланса,
кислотно-щелочного равновесия, диффузионных явлений, химии
гомо- и гетерогенных систем.
4. Ознакомить с основами физической химии поверхностных явлений,
дисперсных систем, дающих ключ к пониманию процессов
происходящих в окружающей среде (водной и воздушной).
5. Сформировать представления о химических и физико-химических
методах аналитической химии (качественный и количественный
анализ), наиболее широко используемыми в экологических
исследованиях.
6. Ознакомить с действием химических соединений на организм
человека и природные экосистемы, с биогеохимическими циклами
важнейших химических элементов, современными представлениями о
биологической роли ионов металлов.
2
Программа охватывает содержание, которое позволяет изучить
основные химические понятия, учения и теории и процессы, являющиеся
основой для последующего изучения, описания и объяснения химических
процессов, связанных с будущей работой студента по специальности. Учитывая, что курс химии является фундаментальной учебной дисциплиной,
наиболее близкой к проблемам химии окружающей среды, в курс введены
основные экологические и химико-экологические понятий.
Программа составлена в соответствии с требованиями к минимуму
подготовки выпускника вуза по специальности - «Экология», определяемой
государственным стандартом высшего профессионального образования.
Программа курса «Химия» имеет модульное построение, она состоит из
трех блоков-модулей: «Общая и неорганическая химия», «Аналитическая
химия», «Органическая химия», включающих теоретические курсы,
лабораторные работы и практические занятия. Эти блоки тесно связаны
между собой внутрипредметными связями. Такое построение курса химии
позволяет обсуждать то или иное химическое явление с привлечением
теоретических основ каждого блока содержания. В результате изучения
данного курса будущий специалист будет подготовлен к раскрытию
механизмов процессов, связанных с химическими и физико-химическими
явлениями, протекающими как в природной, так и техногенной среде.
При
разработке
данной
программы
были
использованы:
Государственный образовательный стандарт высшего профессионального
образования по специальности «Экология»; рабочие программы для
педагогических институтов Министерства Просвещения (под редакцией
Тимофеевой В.К.); методические разработки Меня Е.С., А.А. Лештаева,
сборники задач и тематических заданий по различным разделам курса (см.
список литературы по разделам).
Модуль 1 «Общая химия и неорганическая химия »
Раздел «Общая химия» позволяет дать студентам современное
научное представление о веществе как одном из видов движущейся
материи, закономерностях и путях, механизмах и способах 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
3
понимания многообразной и сложной картины химических явлений,
подготавливает студентов к системному изучению свойств веществ в курсе
неорганической химии,
позволяет формировать
научные
основы
дальнейшего изучения вопросов экологии, правильного анализа и оценки
современного состояния экосистем и влияния антропогенного фактора.
В разделе «Неорганическая химия» студенты-экологи получают
современное научное представление строении, свойствах, получении
металлических и неметаллических элементов и их соединений. В курсе
неорганической химии 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. В программе уделяется
много внимания веществам, наиболее часто встречающимся лабораторной
практике, а также веществам - загрязнителям окружающей среды.
Рассматриваются токсические свойства этих веществ, приёмы безопасной
работы с ними, основные экологические проблемы, связанные с химическим
загрязнением ими окружающей среды. Студенты-экологи знакомятся с
экологическими аспектами действия тяжелых металлов, оксидов углерода,
азота, серы, радиоактивных изотопов, знакомятся современными
представлениями о биологической роли ионов металлов.
Изучение металлических и неметаллических элементов и их соединений
начинается с общей характеристики их 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 и дать им более строгое научное обоснование.
Большое место при изучении свойств веществ уделяется зависимости
кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств элементов от
их степени окисления в конкретных соединениях. Это даёт 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 курса общей и неорганической химии
студенты
должны знать:
 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;
4
 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;
 биогеохимические циклы важнейших химических элементов;
 механизмы
протекания
химических
реакций
с
участием
неорганических соединений, их роли в биологических процессах и
процессах протекающих в окружающей среде;
 действие химических соединений на организм человека и природные
экосистемы;
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 курсе аналитической химии студенты-экологи учатся проводить
анализ смесей веществ, выбирать наиболее целесообразное направление
анализа в соответствии с поставленной задачей, творчески осмысливать
получаемые результаты. В данном курсе речь идёт об элементном анализе. В
соответствии с задачами аналитической химии курс разделен на
качественный и количественный анализ.
5
Теоретический курс качественного анализа основан на теоретических
законах общей химии и знании химии элементов, изученных в первом и
втором семестрах. 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 растворах, 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.
Выполняя качественный анализ, студенты- экологи глубже понимают и
усваивают процессы, которые протекают при выполнении той или иной
аналитической операции. Таким образом, анализ является прекрасным
наглядным инструментом при изучении гомогенного и гетерогенного
равновесия, гидролиза, амфотерности, окислительно-восстановительных
процессов в водных растворах при различных средах и явлений
комплексообразования, явлений которые протекают в окружающей среде,
организме, технологических процессах.
Теоретический курс количественного анализа включает гравиметрию,
теорию и практику объёмных методов анализа с использованием химических
методов
анализа
титрования:
кислотно-щелочного,
окислительновосстановительного, осадительного, комплексометрического. В курсе
рассматриваются методы прямого и обратного титрования и расчёты
результатов определения. Кратко рассматривается теория индикаторов и
методы физико-химического анализа.
По завершению изучения курса 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;
 проводить качественный анализ катионов и анионов кислотноосновным методом;
 проводить количественный анализ неорганических соединений
(гравиметрический, титриметрический)
Модуль 3 «Органическая химия»
Проблемы, связанные с изучение природы загрязнений и наносимого
ими ущерба, охраны окружающей среды отличаются исключительным
разнообразием. Наиболее важными остаются: анализ источников загрязнения
окружающей среды, механизмы воздействия загрязнений на живые
организмы и методы очистки промышленных выбросов от вредных веществ
(среди которых немало органических соединений, например, хлорметан,
6
фенол). Понимание этих моментов невозможно без знания основ
органической химии.
Целью курса органической химии является сформирование у
студентов-экологов представления о предмете и задачах органической
химии, её месте среди других наук, в том числе экологических.
Задачами курса является формирование знаний об основных классах
органических соединений, их физических и химических свойствах и
механизмах протекания химических реакций с их участием, роли в
биологических процессах и процессах протекающих в окружающей среде.
Полученные знания необходимы при изучении биологических процессов,
основанных на химических реакциях, протекающих в живых организмах,
химических превращений, приводящих к образованию вредных для
окружающей среды веществ, оказывают влияние климат, состояние почвы,
воды, воздуха. Курс органической химии является базовым при изучении
студентами экологами биологической химии и химии окружающей среды.
По завершению изучения курса «Органическая химия» студенты
должны знать:
 основные классы органических соединений, их номенклатуру,
физические и химические свойства;
 основные представления об организации химической связи в
органических соединениях;
 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
Индекс
Дисциплина и ее основные разделы
Всего часов
ЕН.Ф
Федеральный компонент
ЕН.Ф.04 Химия:
Химические системы, химическая термодинамика и
кинетика, реакционная способность веществ, их
идентификация.
1600
250
7
1.5 Объем дисциплины и виды учебной работы:
Специальность 020801«Экология», дневное отделение
№
Шифр и
п/п
наименование
1
II
66
50
20
10
20
16
Вид
итогового
контроля
(форма
отчетности)
ЗАЧЁТ
2
III
64
50
20
10
20
14
ЭКЗАМЕН
2
IV
54
40
20
10
10
14
ЗАЧЁТ
3
V
66
50
20
10
20
16
ЭКЗАМЕН
Курс Семестр
Трудо-
специальности
1.
2.
3.
4
020801
«ЭКОЛОГИЯ»
модуль 1
«Общая
химия»
020801
«ЭКОЛОГИЯ»
модуль 2
«Неорганическ
ая химия»
020801
«ЭКОЛОГИЯ»
модуль 3
«Аналитическ
ая химия»
020801
«ЭКОЛОГИЯ»
модуль 4
«Органическая
химия»»
Виды учебной работы в часах
ёмкость
Всего
ауд.
ЛК
ПР/
СМ
ЛБ
Сам.
раб.
Модуль №1 «Общая химия»
1.6 Содержание дисциплины.
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное
распределение учебного времени:
№
п/п
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Наименование раздела, темы
Введение. Химия как наука.
Основные химические законы. Расчёты по
формулам химических соединений.
Классификация неорганических соединений.
Расчёты по химическим уравнениям
Строение атома.
Радиоактивность химических элементов.
Химическая связь.
Химическая термодинамика.
Химическая кинетика.
Всег
о
ауд.
2
2
Количество часов
ЛК
ПР/ ЛБ
СМ
Сам.
раб.
2
1
1
-
1
2
5
-
1
4
1
3
1
3
3
5
2
1
2
2
2
1
1
1
1
4
2
1
1
1
1
2
8
9.
10.
11.
12.
Истинные растворы, растворы электролитов.
Дисперсные системы.
Окислительно-восстановительные свойства
веществ.
Комплексные соединения.
Итого:
10
4
5
2
4
1
2
2
6
2
1
3
1
3
50
1
20
10
2
20
1
16
1.6.2 Содержание разделов дисциплины
ТЕМА 1. Введение. Химия как наука.
Основные этапы развития химической науки. Место химии в
системе
естественных наук, представления об интеграции химии с геологией, биологией и
другими естественными науками.
Роль химии как производительной силы общества. Современные масштабы и
темпы развития промышленности. Рациональное использование природных ресурсов и
охрана окружающей среды. Взаимодействие человека и биосферы. Основные
экологические проблемы, связанные с химическим загрязнением окружающей среды:
разрушение озонового слоя, угроза парникового эффекта, выпадение кислотных осадков и
т.п. Информационные системы наблюдений за изменениями в окружающей природе для
предотвращения антропогенных последствий. Стратегия безопасного развития
цивилизации.
Ресурсосберегающие и безотходные технологии - основной путь решения
глобальных экологических проблем. Роль фундаментальной
химической науки в
решении проблем химии окружающей среды.
ТЕМА 2. Основные химические законы.
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.
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.
Эквиваленты элементов и сложных веществ. Эквивалентные объёмы газов.
Расчёты масс и объёмов веществ, а также их молярных масс на основании закона
эквивалентов.
ТЕМА 3. Строение атома.
Современные представления о строении атома, s-, p-, d- орбитали, их конфигурации и
энергетические характеристики. Квантовые числа. Порядок заполнения орбиталей
9
электронами. Принцип неопределённости Гейнзенберга, принцип Паули, правила
Хунда и Клечковского.
Основные параметры атомов: заряд, радиус, потенциал ионизации, сродство к
электрону и электроотрицательность.
ТЕМА 4. Радиоактивность химических элементов.
Радиоактивность. Ядерная модель атома. Строение ядра. Изотопы. Стабильные и
нестабильные изотопы. Виды радиоактивного излучения, радиоактивный распад α- распад
, β- распад , примеры распада радона - 222 , йода - 131 , стронция - 90.
Естественная и искусственная радиация, ее источники. Действие радиоактивного
излучения на живые организмы. (Биоаккумуляция, биологическая взаимозаменяемость
элементов.) Линейная и пороговая модели действия радиоактивного излучения на
человеческий организм. Дозы облучения и радиобиологический эффект. Проникающая
способность различных видов излучения. Проблемы ядерной энергетики.
ТЕМА 5. 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.
ТЕМА 6. Химическая связь.
Основные характеристики химической связи: длина связи, энергия связи, валентные
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. Химическая связь с позиций метода молекулярных орбиталей (ММО).
Связывающие и разрыхляющие МО. Энергетические диаграммы двух атомных гомо - и
гетероядерных молекул. (Сравнительная устойчивость компонентов атмосферы О2 , N2,
CO2 и полютантов CO, NOх, SO2) . Молекулярные ионы и радикалы. Полярные и
неполярные молекулы. Дипольный момент молекулы.
ТЕМА 7. 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
10
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 8. Химическая кинетика.
Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости
химической реакции. Порядок и молекулярность химических реакций на примерах
реакций окисления оксида азота (II) в оксид азота (IV), а также превращения озона
в кислород и взаимодействия с оксидом азота (II) (Озоновые дыры. Прямое
воздействие космического излучения на ОС.) Механизм реакций. Лимитирующая
стадия на примере реакции окисления оксида азота (II) в оксид азота (IV).
Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической
реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и
гетерогенный катализ на примере реакций разложения озона по “ хлорному циклу” и
по “азотному циклу.”
Обратимость химических реакций на примере равновесий в морской воде с
участием растворённого углекислого газа.
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: на примерах реакций фотосинтеза и процессов в почвах – замещение
протонов из ОН – групп на поверхности глины на ионы металла. (Опосредованное
воздействие на ОС: кислотные дожди, вымывание, выщелачивание почв. Защита ОС:
очистка сточных вод на природных сорбентах, физико – химические методы очистки.)
Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния воды.
ТЕМА 9. Растворы неэлектролитов и электролитов.
Общие сведения о растворах. Твёрдые и жидкие растворы. Водные и неводные
растворители. Энергетика процессов растворения. Зависимость растворения от
температуры на примерах растворения CO2, О2 в воде. Зависимость растворения от
природы и свойств растворителя на примерах растворения ртути;
Растворы неэлектролитов. Законы Рауля и Генри. Эбулиоскопия и криоскопия.
(Примеры очистки сточных вод от фенола вымораживанием, очистки сточных вод
методом обратного осмоса.) 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.
Карбонатная буферная система Мирового океана. Буферные системы в почвах.
Труднорастворимые электролиты. Гидролиз водных растворов солей. Константа
и степень гидролиза на примерах использования солей железа и алюминия для
очистки сточных вод от взвешенных частиц. Произведение растворимости. Условия
осаждения и растворения осадка – на примерах реакций связывания углерода и
фосфора в природе.
ТЕМА 10. 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
11
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. Примеры образования плотной дымки, окутывающей
промышленные города; реакций, описывающих процессы при возникновении
химического и фотохимического смога. (Аэрозоли и загрязнение ОС: аэрозольный
эффект, химический и фотохимический смоги.)
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, допустимая антропогенная
нагрузка)
Окислительно - восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Стандартные окислительно - восстановительные
потенциалы. Направление
протекания окислительно – восстановительных реакций.
Примеры реакций, протекающих при очистке сточных вод от соединений хрома;
примеры процессов, протекающих при очистке дымовых газов от оксида серы (IV)
аммиаком, пример аэробного разложения мочевины. (Окислительно–восстановительные реакции в мониторинге и защите ОС; аэробное и анаэробное окисление;
экологически чистые окислители, электрохимический. Метод очистки сточных вод.)
ТЕМА 12. Комплексные соединения.
Влияние
комплексообразования
на
растворение.
Важнейшие
комплексообразователи и лиганды. Номенклатура комплексных соединений. Изомерия
комплексов. Константа
нестойкости
комплексного
иона. Примеры
реакций,
используемых при очистке дымовых газов от оксида азота (II), реакций образования
и распада окси - и карбоксигемоглобина. ( Воздействие СО на человека и животного.
Токсичность. ЛД 50, ПДК)
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения.
№
п/п
Наименование
раздела, темы
Формы самостоятельной
работы
02080
1Экол
о-
Форма
контроля
12
гия
1.
2.
3.
4
5.
6
Введение.
Химия как
наука.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Вопросы развития химической
промышленности в свете задач
охраны окружающей среды.
Основные
химические
понятия и
законы.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Границы
применимости
основных химических законов.
Расчёты
по
формулам
химических соединений.
Строение атома. Вопросы
для
Основные
самостоятельного изучения:
свойства атомов. Порядок заполнения атомных
орбиталей.
Электронные
формулы.
Выполнение упражнений.
Радиоактивность Вопросы
для
химических
самостоятельного изучения:
элементов.
Составление
уравнений
радиоактивного распада.
Выполнение упражнений.
Классификация
неорганических
соединений.
Природа
химической
связи.
1
Обсуждение
Доклад
2
Опрос на ПЗ
проверка
упражнений;
решений
задач
1
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений
1
Проверка
упражнений
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Номенклатура неорганических
соединений.
Расчёты
по
уравнениям
химических реакций.
Выполнение упражнений.
1
Опрос на ПЗ,
проверка
упражнений
решений
задач;
проверочная
работа по
теме
«Химические
свойства
классов
неорганических
соединений»
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Основные положения метода
молекулярных орбиталей.
Выполнение упражнений.
1
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений
13
7
8
9.1
9.2
9.3
10
Тепловые
эффекты
химических
процессов.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Тепловые эффекты химических
реакций. Теплоты образования
химических соединений.
Решение расчетных задач.
Химическая
кинетика.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Механизм
реакций. Фазовые
равновесия. Влияние различных
факторов
на
скорость
химической реакции.
Фазовые равновесия.
Решение расчетных задач.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Растворимость и её зависимость
от температуры и природы
вещества.
Решение расчетных задач.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Типы гидроксидов в зависимости
от механизма диссоциации и
положения химических элементов
в ПСХЭ. Ионные уравнения.
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.
Значе-ние коллоидов.
Устойчивость
коллоидных
систем. Факторы стабилизации
дисперсных систем. Коагуляция
коллоидных систем. Факторы,
вызывающие
коагу-ляцию,
коагуляция
электролитами.
Микрогетерогенные
системы.
Эмульсии. Пены. Аэрозоли,
Дымы и туманы. Гели и студни.
Явления синерезиса.
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Истинные
растворы,
растворы
электролитов.
Растворы
электролитов.
Ионные
уравнения
реакций.
Гидролиз солей.
Дисперсные
системы.
11.1 Окислительновосстановительн
1
Работа с
таблицами по
оценке
возможностей
протекания
реакций
2
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач;
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач и
упражнений
1
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач и
упражнений
1
Опрос на ПЗ;
проверка
упражнений;
3
Опрос на ПЗ;
проверка
решений
задач и
упражнений;
тестирование по теме
«Дисперсные
системы»
1
Опрос на ПЗ;
проверка
14
ые реакции.
Окислительновосстановительные реакции в
мониторинге
и
защите
окружающей
среды.
Гальванический элемент.
Упражнения по составлению
уравнений
окислительновосстановительных реакций.
упражнений
11.2 Электролиз.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Характеристика
и
классификация
процессов
коррозии металлов. Составление
таблицы «Катодные и анодные
процессы».
Упражнения по составлению
уравнений электролиза.
12
Комплексные
соединения.
Вопросы
для
самостоятельного изучения:
Анионные
и
катионные
комплексы.
Константа
нестойкости
комплексного
иона. Значение комплексных
соединений в производстве и
жизни.
Решение
расчетных
задач,
выполнение упражнений.
Всего
1
Проверка
заполнения
таблицы;
проверка
упражнений;
проверочная
работа по
теме
«Окислитель
но-восстановительные
процессы»
1
Проверка
упражнений
16
1.7 Методические рекомендации по организации изучения
дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий
по разделу «Общая химия».
Практическое занятие №1 (2 ч.)
Тема: Основные химические законы.
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.
15
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:
1. Какой объём при н.у. займут 6 . 1023 атомов молекулярного азота N2 ?
2. Исходя из мольной массы углерода определите абсолютную массу атома углерода
в граммах.
3. 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.
4. 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:
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 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?
16
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 Р 2О5*24МоО3
массой 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:
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.
Практические занятия №2 (2 ч.)
Тема: Строение атома. Химическая связь.
План:
1. Электронная конфигурация элемента.
2. Конфигурации атомов в возбужденном состоянии.
3. 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?
4. Как происходит sp-, sp2-, sp3 – гибридизация? Приведите примеры.
5. Что такое «сигма» и «пи» - связь? Как они возникают?
6. Какая из конфигураций электронных оболочек возможна: 2s2, 2p5, 3f3, 2d3, 3d11, 2p8?
7. Какие типы кристаллических решеток вам известны?
8. Какие факторы влияют на прочность химической связи?
9. Какое влияние оказывают водородные связи на температуру кипения жидкостей?
17
Задания для самостоятельной работы:
1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:
40
42
40
40
112
112
136
138
а. 20 Ca и 20Ca; b. 18 Ar и 19K; c. 48Cd и 50Sn;
d. 54Xe и 56Ba ?
2. Какой подуровень в атомах - 3d или 3p и 6s или 5d - заполняется раньше:
3. Какова конфигурация валентных электронов в атоме технеция.
4. Сколько свободных 3d-орбиталей в атоме хрома.
5. Какие из электронных конфигураций соответствуют возбужденным состояниям:
a. ...2s2;
b. ...3s2 3d1;
c. ... 4s2 3d2;
d. ... 1s2 2s2 p6 3p1?
6. Сколько электронов находится на 4d - подуровне атома гафния?
7. Атомы каких элементов - актиноидов имеют наибольшее число неспаренных
fэлектронов:
a. Pu;
b. Am;
c. Cm;
d. Bk?
8. 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?
9. Какие значения всех квантовых чисел (n, ml , m , ms) возможны для валентного
электрона 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?
10. 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):
18
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):
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:
19
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 °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:
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.
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);
20
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
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
1,5-105Па? Растворимость хлора при 10 °С и давлении 1,0133-105 Па
составляет 3,Н8 м3 на 1 м3 воды.
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.
Практическое занятие № 5 (2 ч.)
21
Тема: Окислительно-восстановительные реакции. Методы электронного и
электронно-ионного баланса.
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. →
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 окружающей
среды.
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+....
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.
1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ по изученному материалу.
Лабораторная работа № 1-2(4 ч.)
ТЕМА: ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
22
Цель работы — изучить некоторые химические свойства оксидов, гидроксидов, кислот,
солей и условия необратимости реакции между растворами двух веществ.
ТБ в химической лаборатории.
Приемы работы с химических оборудование и реактивами.
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?
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 № 3
(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°.
23
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
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
24
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:
Лабораторная работа № 4 (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
Номер Объем V, см3
Общий
ОтносиВремя начала Относипробир
объем V, см3 тельная
помутнения тельная
ки
концентрат, с
скорость
Na2S2O3 Н2О H2SO4
ция Na2S2O3
реакции
1/τ, с-1
1
9
0
3
12
1
2
6
3
3
12
0,67
3
3
6
3
12
0,33
25
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
3
Номер
Объем V, см
Общий объем Температура Время начала Относительная
пробирки
V, см3
t/C
помутнения, скорость
τ, с
реакции1/τ, с-1
Na2S2O3 H2SO4
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
Номер Количество смеси Количество гранул Объем KNO3, см3
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
Лабораторная работа № 5
(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
26
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.
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 раствора, используя найденную
плотность.
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 № 6 (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
27
ZnСl2, мрамор СаСОз, фенолфталеин, образцы растворов в пронумерованных пробирках,
индикаторная бумага.
Опыт 1. Реакции, идущие с образованием нерастворимых и труднорастворимых
веществ.
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 № 7
(2ч.)
28
ТЕМА: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цели работы — изучить окислительно-восстановительную способность металлов и их
ионов.
Опыт 1. Окислительно-восстановительная способность металлов и их ионов.
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
Лабораторная работа № 8 (2ч.)
Тема: Свойства растворов сильных и слабых электролитов.
Цели работы — сравнить химическую активность кислот; изучить влияние одноименных
ионов на направление диссоциации слабых электролитов; изучить свойства амфотерных
электролитов; осуществить ионообменные реакции образования труднорастворимых и
малодиссоциирующих веществ.
Опыт 1. Сравнение химической активности кислот.
а) Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором.
б) Взаимодействие соляной и уксусной кислоты с цинком.
Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита.
а) Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциации кислоты.
б) Влияние соли слабого основания на степень диссоциации этого основания.
29
Опыт 3. Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциации сильных кислот.
Опыт 4. Амфотерные электролиты.
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. По какому признаку согласно теории электролитической диссоциации вещества
классифицируются на кислоты, основания и соли? Почему гидросоли и гидроксосоли
можно назвать промежуточными соединениями?
8. Что называется ступенчатой диссоциацией? Чем определяется число ступеней для
многоосновных кислот и многокислотных оснований? Как и почему изменяются значения
α и Кд, от первой ступени к последней? Напишите уравнение ступенчатой диссоциации
мышьяковой кислоты H3AsО4.
9. Как вычислить степень диссоциации бинарного электролита, если известны константа
диссоциации и молярная концентрация раствора?
10. Концентрация каких ионов в растворах солей KHSO3 и КН2РО4 больше и каких
меньше?
11. Какой из растворов при одинаковой молярной концентрации содержит больше ионов
СН3СОО-: СН3СООН или CH3COONa?
12. Какие гидроксиды называются амфотерными?
13. 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 →
14. 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 № 9 (2ч.)
Тема: Гидролиз солей.
Цели работы — изучить гидролиз солей разного типа; определить реакцию среды при
помощи индикаторов; изучить влияние температуры и относительной силы электролита
на степень гидролиза.
Опыт 1. Определение рН при помощи универсального индикатора
В четыре пробирки налейте по 5-8 капель 0,1 М растворов: в одну — соляной кислоты
НCl, в другую — уксусной кислоты СН3СООН, в третью — аммиака NH4OH, в четвертую
30
— дистиллированной воды. В каждую пробирку добавьте по 1 капле универсального
индикатора РКС и по таблице цветности универсального индикатора сравните
полученную окраску с окраской эталонных растворов.
Таблица цветности универсального индикатора
Интервал рН
Цвет индикатора Интервал рН
Цвет индикатора
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
Малиновый
Розово-оранжевый
Оранжевый
Желто-оранжевый
Желтый
Зеленовато-желтый
Желто-зеленый
Зеленый
Сине-зеленый
Серовато-синий
6,0
7,0
8,0
9,0
10,0
Результаты опыта запишите в виде таблицы:
Испытуемый раствор
Цвет раствора
рН
Опыт 2. Реакция среды растворов солей при гидролизе.
Результаты испытаний представьте в виде таблицы:
№
Формула
название
соли
и
Окраска
катора
инди-
Реакция
раствора
Уравнения
реакций
среды
Опыт 3. Обратимый (неполный) гидролиз солей
Опыт 4. Факторы, влияющие на степень гидролиза
а) Влияние относительной силы электролита.
б) Влияние температуры.
Опыт 5. Необратимый (полный) гидролиз солей
Контрольные вопросы
1. Что называется водородным показателем?
2. Как изменяется величина водородного показателя в кислой среде? в щелочной
среде?
3. Почему окраска индикатора изменяется при изменении реакции среды?
4. Что называется гидролизом солей?
5. Какие соли подвергаются гидролизу?
6. Как можно усилить гидролиз? замедлить гидролиз?
7. Что показывает степень гидролиза?
8. От каких факторов зависит степень гидролиза?
9. В какой области находится рН водных растворов солей А1С13, Na3PO4, NaHCO3,
K2S?
10. Какую реакцию среды будут иметь следующие растворы солей: Na2S, Zn(NO3)2,
KNO3, CuSO4, Cr2(SO4)3? Для солей, подвергающихся гидролизу, составьте
31
молекулярные и ионные уравнения реакций.
Лабораторная работа № 10 (2ч.)
Тема: Комплексные соединения.
Цели работы — получить комплексные соединения, изучить их
разрушения; научиться различать комплексные и двойные соли.
свойства и методы
Опыт 1. Образование аммиакатов меди
Опыт 2. Образование аммиакатов серебра
Опыт 3. Получение соединения, содержащего в молекуле комплексные катион и
анион
Опыт 4. Комплексные соединения в реакциях обмена. Взаимодействие
гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] с сульфатом меди (II)
Опыт 5. Разрушение комплексных ионов
Опыт 6. Диссоциация двойной соли
Опыт 7. Диссоциация гексацианоферрата (III) калия
Контрольные вопросы
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Что такое комплексообразователь? лиганды?
3. Что такое внутренняя сфера? внешняя сфера?
4. Каким ионам свойственна роль комплексообразователя?
5. Какие молекулы и ионы являются лигандами (аддендами)?
6. Имеется ли различие между двойными и комплексными солями?
7. Какие комплексные соединения называются однородными? неоднородными?
8. Определите валентность комплексообразователей, координационные числа и заряды
комплексных ионов в соединениях:
[Cd(NH3)4](OH)2; К3[Со(NО2)2]; Cu2[Fe(CN)6].
9. Из каких солей можно получить K3 [Fe(CN)6]? Напишите уравнение реакции.
10. Напишите формулу комплексного соединения, состоящего из ионов К+, Cd2+, CN-.
Координационное число кадмия равно 4.
11. Координационное число кобальта Со3+ (как комплексообразователя) равно 6. Укажите
состав комплексных ионов в солях CoCl3•6NH3, CoCl3•5NH3 и CoCl3•4NH3. Напишите
уравнения их диссоциации в водных растворах.
12.
Координационное число двухвалентной меди равно 4. Составьте формулы
аммиачного и цианистого комплексов двухвалентной меди, укажите их валентности и
приведите примеры солей, в состав которых входили бы эти комплексные ионы.
1.7.3 Перечень примерных контрольных вопросов и заданий
для самостоятельной работы.
Задание 1.
1. Атомы каких из приведенных элементов являются изобарами:
40
42
а. 20 Ca и
20Ca;
40
40
b. 18 Ar и
19K;
112
c.
48Cd
112
и
50Sn;
136
d.
54Xe
138
и
56Ba
?
2. Укажите математическое выражение принципа неопределенности :
а.
h
1
h
);d.  x  v 
 = mv ; b. E = h; c . a(Zb
m
3. Какие частицы являются изоэлектронными :
32
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:
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
33
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,
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
34
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
19. Cr 2(SO4 )3 + CaCl2
20. AgNO3 + KClO3
Задание 10.
Составить уравнения ионных реакций 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
35
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
+H2O
Са3Р2 → PH3 → P2O5
2.
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 →
2. Са + H2SO4 →
3. Сu(NО3)2 →
AgNO3 + NO + Н2О
CaSO4 + H2S + Н2О
CuO + NO2 + О2
4. СrO3 + NH3 →
Cr2O3 + N2 + H2O
36
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
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.
37
Литература:
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической
химии.- Мурманск, 2004.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988.
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
1.8.1 Рекомендуемая литература.
1.
2.
3.
4.
5.
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988-2006.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1973 – 2006.
Некрасов Б.В. Основы общей химии, т. 1-2. - М.: Химия, 1973.
Полинг А. Общая химия. М.: Мир, 1974.
Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- Мурманск, 2004.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Абкин Г.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М.: Высшая школа, 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.
Кемпбел Д. Современная общая химия. Т. 1-3. - М: Мир, 1975.
Неницеску К. Общая химия. - М: Мир, 1969.
Николаев Л.А. Современная химия. - М.: Просвещение, 1970.
Радецкий А.М., Курьянова Т.Н. Дидактический материал по общей химии. - М.:
Просвещение, 1997.
8. Слета Л.А., Черный А.В., Холин Ю.В. 1001 задача по химии с ответами,
указаниями, решениями. – М: Илекса, 2004.
9. Химия (справочник). Пер. с немецк./Под ред. В.А. Молочко и С.В.Крынкиной. М.: Химия, 1989.- 647 с.
10. Хомченко И.Г. Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Высшая школа, 1989.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
1.9 МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
1.9.1 Перечень используемых технических средств:
Лабораторная посуда: пробирки, мерные цилиндры, колбы конические, круглодонные,
химические стаканы, воронки.
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.
1. 9.2 Перечень используемых пособий:
«Основные понятия химии» (комплект фолий с сопроводительным текстом)/Под ред Л.В.
Кузнецовой, К.К. Власенко. М.: Росучприбор.
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
Ряд активности металлов.
Таблица «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»
38
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
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
39
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)?
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
40
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 .
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)?
41
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
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
2
5
б
г
а
в
б
в
в
а
б
в
а
в
б
в
в
в
б
г
г
Зачетные тестовые задания
42
в
Модуль «Общая 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.
1. Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительновосстановительными:
а) Fe2O3 + HCl ; б) FeCl3 + H2S ; в) Fe + HCl ; г) SO2 + NaOH.
Для
реакции
димеризации:
2 NO2 = N2O4
2.
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:
43
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-.
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?
44
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;
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:
45
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.
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.
1. Какие частицы могут проявлять только восстановительные функции:
а) J‫ ;־‬б) Сг³+; в) Cr2O7²‫ ;־‬г) N2H4;
2. 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.
3. 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;
46
г) 0,01.
4. 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.
1. Какие продукты образуются в реакции цинка с очень разбавленной азотной
кислотой:
а) NO2;
б) Н2;
в) NH4NO3;
г) NO.
2. Определить энтальпию превращения S (моноклинной) → S (ромбич.), исходя из
следующих циклов:
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.
3. При повышении температуры растворимость селитры увеличивается. Каков знак
изменения энтальпии растворения?
а) ΔН < 0;
б) ΔН = 0;
г) ΔН > 0.
4. 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.
1. Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной
азотной кислоте:
а) СО2; б) СО;
в) Н2СО3; г) СН4.
2. 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.
3. Как сместить вправо равновесие в системе:
СаСО3 → СаО + СО2 - Q?
а) увеличить давление;
б) повысить температуру;
в) повысить концентрацию СаСОз;
г) повысить концентрацию СО2?
4. 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:
47
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
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.
48
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 ?
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.
Куда
сместится
равновесие в системе: С (тв.) + Н2О -----> Н2 + СО2
3.
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
49
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:
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:
50
Вг2 + КОН → KBrO3 + KBr + Н2О
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).
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;
51
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.
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.
4. Моль как мера количества вещества. Молярная масса, молярный объём газа.
Переход от массы к количеству вещества.
5. Строение атома: ядро, протоны, нейтроны, электроны. Понятие об электронных
орбиталях и квантовых числах.
6. Принципы и порядок заполнения энергетических уровней электронами в атомах IIII периодов Периодической системы (ПС).
7. 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.
8. Степень окисления. Окислители и восстановители.
9. Основные классы химических соединений: бинарные соединения, гидроксиды
(кислоты и основания), соли (средние, кислые, основные, двойные). Номенклатура,
основные способы получения и химические свойства.
10. Природа и виды химической связи: ковалентная, полярная, ионная, донорноакцепторная. Водородная связь. Энергия и длина связи, кратные связи.
11. Основные понятия химической термодинамики: системы, параметры, процессы.
12. Внутренняя энергия и энтропия.
13. Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Методы расчёта
тепловых эффектов химических реакций.
14. Критерии самопроизвольного протекания процессов. Понятие об энергии Гиббса.
Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов.
15. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических
веществ в воде.
16. Понятие о растворах и способы выражения их состава: массовая доля, молярность,
нормальность.
17. Дисперсные системы.
18. Комплексные соединения.
19. Основы химической кинетики. Скорость химической реакции, константа скорости
и её зависимость от температуры и катализатора. Уравнение Аррениуса. Понятие
об энергии активации.
20. Химическое равновесие. Константа равновесия, смещение равновесия. Влияние
концентрации, температуры и давления на равновесие. Принцип Ле Шателье.
21. Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения
химического равновесия. Степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные
и слабые электролиты. Гидролиз. Расчёты рН.
22. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод ионно-электронного
баланса при составлении уравнений ОВР. Роль среды в ОВР.
52
23. Понятие об электролизе. Электролиз расплавов бескислородных солей, водных
растворов кислот, щелочей и солей. Законы электролиза.
Ответы на вопросы необходимо обязательно иллюстрировать примерами с
использованием химических веществ и при необходимости - химическими уравнениями
реакций. Необходимо обратить внимание на химическую грамматику - знание химических
знаков и соответствующих формул веществ.
1.13 Тематика рефератов.
Переходные элементы в природе, их применение.
Аллотропия р – элементов периодической системы.
Энергетика химических и фазовых превращений.
Способы обратного преобразования водорода в энергию.
Магнитные и оптические свойства комплексных соединений.
Экологические проблемы получения чистых металлов путём электролиза.
Очистка сточных вод от ионов меди.
Превращения серосодержащих веществ в природных водах и их фоновое
содержание.
9. Дисперсные системы.
10. Влияние загрязнений атмосферы на поверхность земли.
11. Экологические « ловушки »: тяжёлые металлы, газы, пестициды.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
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 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для
оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
Модуль 1 «Общая химия»
Посещение лекций – 80 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 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.
ЛБ №6 – до 10 баллов.
53
ЛБ №7 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №10 – до 10 баллов.
Вводный тест – 25 баллов.
Тестирование по теме «Дисперсные системы» – 25 баллов.
Зачетное тестирование – 20 баллов.
Итого: 400 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
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 должна быть не менее 280, если
итоговая сумма баллов меньше, студент сдает зачет по дисциплине. Выполнение
практической части обязательно.
Модуль № 2 «Неорганическая химия»
1.6 Содержание дисциплины.
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное
распределение учебного времени:
№ п/п
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
Наименование раздела, темы
Водород и кислород.
Галогены и их соединения.
Сера, селен, теллур.
Азот, фосфор. Их соединения.
IV группа элементов.
Общие свойства металлов. Сплавы.
Щелочные металлы.
Главная подгруппа второй группы.
Алюминий и хром.
Семейство железа.
Благородные газы. Платиновые металлы.
Количество часов
Всег
о
ауд.
5
5
5
5
5
5
4
4
5
5
2
ВСЕГО 50
ЛК
2
2
2
2
2
2
1
1
2
2
2
20
ПР/
СМ
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
10
ЛБ
Сам.
раб.
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
20
1
2
1
2
1
1
1
1
2
1
1
14
1.6.2 Содержание разделов дисциплины.
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.
54
Кислород в природе. Характеристика состава воздуха. Получение, физические и
химические свойства кислорода. Биогеохимический круговорот кислорода.
Озон. Превращения озона в кислород и взаимодействия оксида азота (II) с озоном.
Озоновые дыры. Озонирование питьевой воды.
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. Хлорирование питьевой воды.
РАЗДЕЛ 3. СЕРА, СЕЛЕН, ТЕЛЛУР.
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. Кислотные дожди. Факторы, вносящие вклад в кислотность атмосферы. Примеры процессов, протекающих при очистке дымовых газов от оксида серы (IV)
аммиаком.
Селен, получение, физические и химические свойства, применение, его соединения и
их свойства. Теллур, получение, физические и химические свойства, применение.
ТЕМА 4. АЗОТ, ФОСФОР, ИХ СОЕДИНЕНИЯ.
Азот в природе. Получение и свойства азота. Аммиак. Соли аммония. Получение
аммиака. Оксиды азота. Азотистая кислота, химические свойства. Азотная кислота,
химические свойства. 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 5. 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. Реакций связывания
углерода в природе. 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.
РАЗДЕЛ 6. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.
Физические и химические свойства металлов. Электронное строение металлов,
изоляторов и полупроводников. Кристаллическое строение металлов. Добывание
металлов из руд. Получение металлов высокой чистоты. Диаграммы строения
металлических систем.
Проблемы загрязнения природных объектов тяжелыми металлами. Миграция
тяжелых металлов. Ряд токсичности металлов для различных организмов.
ТЕМА 7. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ.
55
Щелочные металлы в природе. Получение и свойства щелочных металлов. Натрий,
физические и химические свойства, получение, применение. Калий, физические и
химические свойства, получение, применение.
ТЕМА 8. ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА II ГРУППЫ.
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.
Реакции известкования почвы и воды (нейтрализация загрязнителей в ОС).
ТЕМА 9. АЛЮМИНИЙ И ХРОМ.
Алюминий и хром, нахождение в природе, получение (лабораторные и
промышленные методы), физические и химические свойства, применение. Оксиды азота
и хрома, нахождение в природе, получение (лабораторные и промышленные методы),
физические и химические свойства, применение.
ТЕМА 10. СЕМЕЙСТВО ЖЕЛЕЗА.
Железо. Нахождение в природе. Физические свойства железа. Диаграмма
состояния железо-углерод. Производство чугуна и стали. Сплавы железа. Химические
свойства железа. Соединения железа и их свойства.
ТЕМА 11. БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ. ПЛАТИНОВЫЕ МЕТАЛЛЫ.
Общая характеристика благородных газов. Гелий, нахождение в природе,
получение, применение, физические и химические свойства. Общая характеристика
платиновых металлов. Платина, палладий, иридий, нахождение в природе, получение,
применение, физические и химические свойства.
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения.
№
Тема
1. Водород и
кислород.
2. Галогены и их
соединения.
Кол-во
Задания для самостоятельного изучения часов Форма контроля
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Оксиды и гидриды. Нахождение в
природе. Озон. Перекись водорода.
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.
1
2
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
Проверка
заполнения
таблицы,
решений задач и
упражнений
56
3. Сера, селен,
теллур.
Вопросы для
самостоятельного
изучения:
Сера и ее соединения: сероводород,
оксиды серы, серная и сернистая
кислоты и их соли. Получение и
применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
4. Азот, фосфор. Вопросы для
самостоятельного
Их соединения. изучения:
. Соли аммония. Оксиды азота.
Азотистая
кислота,
химические
свойства,
получение
применение.
Нитриты. Нитраты.
Получение и свойства фосфора.
Соединения фосфора с водородом и
галогенами.
Оксиды
и
кислоты
фосфора.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
5. IV группа
Вопросы для
самостоятельного
элементов.
изучения:
Аллотропные модификации углерода.
Химические
свойства
углерода.
Карбиды. Соединения углерода с серой
и азотом. Реакций связывания углерода
в
природе.
Биогеохимический
круговорот углекислого газа.
Кремний в природе. Получение и
свойства кремния.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
6. Общие
Вопросы для
самостоятельного
свойства
изучения:
металлов.
Физические и химические свойства
Сплавы.
металлов.
Электронное
строение
металлов. Кристаллическое строение
металлов. Получение металлов.
Сплавы. Коррозия металлов.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
7. Щелочные
Вопросы для
самостоятельного
металлы.
изучения:
Подгруппа
меди.
Нахождение
в
природе. Физические и химические
свойства. Применение.
1
Опрос на ПЗ,
проверка
решений
упражнений
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
2
1
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;
57
8. Главная
Вопросы для
самостоятельного
подгруппа
изучения:
второй группы. Цинк, кадмий, ртуть. Нахождение в
природе. Физические и химические
свойства. Применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
9. Алюминий и
Вопросы для
самостоятельного
хром.
изучения:
Хром. Молибден, вольфрам, марганец.
Нахождение в природе. Физические и
химические свойства. Применение.
10. Семейство
Вопросы для
самостоятельного
железа.
изучения:
Значение железа и его сплавов в
технике.
Никель,
физические
и
химические свойства. Применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
11. Благородные
Вопросы для
самостоятельного
газы.
изучения:
Платиновые
Неон, аргон, нахождение в природе,
металлы.
физические и химические свойства.
Получение и применение.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
ИТОГО
1
2
1
1
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
Проверка
заполнения
таблицы,
решений задач и
упражнений
Опрос на ПЗ,
проверка
решений
упражнений
Опрос на ПЗ,
проверка
решений задач и
упражнений
тестирование по
модулю
«Неорганическая
химия»
14
1.7 Методические рекомендации по организации изучения дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий.
Практическое занятие № 1 (2 ч.)
ТЕМА: Водород. Кислород. Галогены.
План:
1.Водород в природе. Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.
2. Физические и химические свойства водорода. Применение водорода.
2. Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение.
3.Кислород в природе. Характеристика состава воздуха.
4. Получение, физические и химические свойства кислорода. Озон.
5. Галогены, их соединения, состав, свойства.
6. Кислородсодержащие соединения галогенов. Физические и химические свойства.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте способы получения водорода в лаборатории и промышленности.
2. Охарактеризуйте химические свойства водорода.
3. В чем выражается участие кислорода в окислительно-восстановительных реакциях?
4. Почему наблюдается резкое различие в свойствах воды и пероксида водорода?
5. Объясните, в каких случаях пероксид водорода может проявлять окислительные и в
каких восстановительные свойства. Напишите уравнения реакций.
58
6. Какие вещества называют аллотропными видоизменениями,
какие аллотропные
видоизменения кислорода вам известны? Можно ли считать химической реакцией превращение одного аллотропного видоизменения в другое?
7. В чем выражается участие кислорода в окислительно-восстановительных реакциях?
8. Охарактеризуйте химические свойства водорода.
9. Перечислите способы получения (лабораторные и промышленные методы) кислорода.
10. Перечислите лабораторные способы получения галогенов, галогеноводородов.
Можно ли хлороводород назвать кислотой? Почему?
11. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
NH3
KOH → H2 → KH → H2 → HCl → H2
CH3OH.
12. 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 следующих реакциях:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
H2O2 + KJ +H2SO4 = K2SO4 + J2 + 2H2O
Составьте уравнения методом электронного баланса.
3. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
H2O→NaH→ HCl → H2O → СаH2
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.При действии избытка воды на сплав натрия и калия массой 0,85 г выделилось 336 мл
(н.у.) газа. Сколько атомов натрия приходится в этом сплаве на один атом калия?
7. В твердом остатке, полученном после частичного термического разложения
перманганата калия, на два атома марганца приходится семь атомов кислорода.
Вычислите массовую долю перманганата калия в этом остатке.
8. Какой минимальный объем водорода нужен для полного восстановления оксида меди
(II), полученного при термолизе 37,5 г нитрата меди(II)?
9. Исходя из теплот реакций окисления AS2O3 кислородом и озоном:
AS2O3 + O2 = AS2O5,
ΔH° = -271КДж,
3AS2O3 + 2О3 = 3AS2O5,
ΔH° = -1096КДж,
вычислите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.
10. Плотность галогеноводорода по воздуху равна 4,41. Определите плотность этого газа
по водороду и назовите его.
Литература
59
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.- 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 №2(2 ч.)
ТЕМА: Сера и ее соединения.
1. Сера в природе. Получение серы.
2. Физические и химические свойства серы.
3. Сероводород, получение, физические и химические свойства, применение. Сульфиды.
4. Диоксид серы. Сернистая кислота.
5. Триоксид серы. Серная кислота, получение, свойства, применение.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Какие аллотропные видоизменения серы вам известны? Охарактеризуйте их строение
и свойства.
2. Какие соединения серы могут вести себя в химических реакциях как восстановители?
Напишите уравнения реакций.
3. Какие соединения серы могут вести себя в реакциях как окислители? Напишите
уравнения реакций.
4. Можно ли сероводородную воду назвать сероводородной кислотой? Почему?
5. Почему оксид серы (IV) и сернистая кислота могут проявлять как окислительные, так
и восстановительные свойства?
6. Охарактеризуйте химические свойства сернистой кислоты, напишите уравнения
соответствующих химических реакций.
7. Охарактеризуйте химические свойства разбавленной и концентрированной серной
кислоты, напишите уравнения соответствующих химических реакций.
8. Какое вещество образуется в результате реакции:
Са + H2SO4 (конц.) →
9. Осуществить превращения:
S → SO2 → H2SO3 → Na2SO3 → SO2 → S
Напишите все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составьте ионно-электронный баланс.
Расчетные задачи:
10. Газовая смесь состоит из кислорода (2,24 л) и оксида серы (IV) (3,36 л). Объемы
газов приведены к н.у. Рассчитайте массу смеси.
Задания для самостоятельной работы:
1.Составить структурные (графические) формулы следующих
соединений: Na2S2O3, H2S2O7, (NH4)2S2O8, Na2SO5.
2.Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в
растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методами электронного и
электронно-ионного баланса.
Аg + H2SO4, конц. →
Аg + H2SO4, разб. →
Mg + H2SO4, конц. →
Mg + H2SO4, разб. →
4. Осуществить превращения:
60
H2SO4 → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → NaCl
Напишите все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, для
окислительно-восстановительных реакций составьте ионно-электронный баланс.
5. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте
коэффициенты методами электронного и электронно-ионного баланса.
а) KMnO4 + H2S + H2SO4 = S +…..+ H2O
б) H2S + H2SO3 = S +….
в) J2 + H2SO3 + H2O = H2SO4 +HJ
6. Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной азотной
кислоте? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции.
7. Вычислите нормальность 61,4 %-го раствора MgSO4 · 7 Н2О (ρ = 1,31 г/мл).
8. Вычислите молярную концентрацию 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл)
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.- 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 №3 (2 ч.)
ТЕМА: Азот и его соединения.
План:
1. Получение и свойства азота.
2. Аммиак. Соли аммония.
3. Оксиды азота.
4. Азотистая кислота, химические свойства, получение применение. Нитриты.
5. Азотная кислота, химические свойства, получение применение. Нитраты.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте химические свойства азота.
2. Охарактеризуйте способы получения азота в лаборатории и промышленности.
3. Перечислите способы получения аммиака и солей аммония, напишите
соответствующих уравнения химических реакций.
4. Охарактеризуйте химические свойства азотистой кислоты, напишите уравнения
соответствующих химических реакций.
5. Охарактеризуйте химические свойства разбавленной и концентрированной азотной
кислоты, напишите уравнения соответствующих химических реакций.
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
NH3 → NO2 → NO→ NaNO3→ HNO3→ O2
7. Напишите схему окислительно-восстановительной реакции получения оксида азота
(IV). Составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты.
8. Допишите схемы реакций и составьте уравнения по методу электронного баланса
а) С + HNO3 (конц.) → CO2 + …
б) Ag + HNO3 (разб.) →…
в) Fe + HNO3 (разб.) →…
Расчетные задачи:
61
9. Какой объем аммиака может быть получен при взаимодействии с натронной известью
20 г хлорида аммония, содержащего 10% примесей?
10. Сколько хлорида аммония и гидроксида кальция (в г) потребуется для получения 8 л
аммиака, если выход последнего равен 80% от теоретического?
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте
коэффициенты методами электронного и электронно-ионного баланса.
а) KJ + NaNO2 + H2SO4 = J2 + ….+ N2 +….
б) KMnO4+NaNO2+H2SO4 = NaNO3 +…..
2.Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной азотной
кислоте? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции.
3. Какое соединение фосфора образуется в реакции его с азотной кислотой? Напишите
уравнение окислительно-восстановительной реакции.
4. Какова процентная концентрация раствора аммиака, если в 106 г воды растворено 44,8
л аммиака?
5. Аммиак, полученный при взаимодействии 10,7 г хлорида аммония и 15 г гашеной
извести, растворили в 56,6 г воды. Какова процентная концентрация полученного
раствора?
6. Какой объем оксида азота (II) может быть получен из 50,4 г азотной кислоты?
7. Вычислите объем азота (н.у.), который может прореагировать с магнием, массой 3 г.
8. Рассчитайте массу аммиака, который потребуется для получения азотной кислоты,
массой 3,15 т. Производственные потери веществ составляют 15%.
9. Какой объем аммиака может быть получен при взаимодействии с натронной известью
20 г хлорида аммония, содержащего 10% примесей?
10. Сколько хлорида аммония и гидроксида кальция (в г) потребуется для получения 8 л
аммиака, если выход последнего равен 80% от теоретического?
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.- 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 №4 (2 ч.)
ТЕМА: Элементы главной подгруппы IV группы.
План:
1. Углерод в природе. Аллотропные модификации углерода.
2. Химические свойства углерода. Карбиды.
3. Диоксид углерода, угольная кислота, их получение и химические свойства.
4. Оксид углерода (II).
5. Соединения углерода с серой и азотом. Биогеохимический круговорот углекислого газа.
6. Кремний в природе. Получение и свойства кремния.
7. Диоксид кремния, его химические свойства. Кремниевые кислоты и их соли.
Вопросы для коллективного обсуждения:
1. Охарактеризуйте аллотропные модификации углерода, их строение и физикохимические свойства.
62
2.
Охарактеризуйте
химические
свойства
углерода,
напишите
уравнения
соответствующих химических реакций.
3. Перечислите способы получения оксидов углерода, напишите соответствующих
уравнения химических реакций.
4. Сравните химические свойства оксида углерода (II) и оксида углерода (IV), напишите
уравнения соответствующих химических реакций.
5. Сравните химические свойства угольной и кремниевой кислот, напишите уравнения
соответствующих химических реакций.
6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
CaCO3 → CO2 → CO → NaHCO3 → Na2CO3→ NaHCO3→ CO2
7. Объясните сущность гидролиза силиката натрия.
8. Сравните гидролиз силикатов с гидролизом карбонатов, если обнаружится сходство,
объяснить его. Составьте уравнения гидролиза в молекулярной и ионных формах.
Расчетные задачи:
9. Вычислите массовую долю углерода в карбонате натрия и гидрокарбонате натрия.
10. В суперфосфате массовая доля оксида фосфора (V) составляет 25%. Рассчитайте
массовую долю Ca(H2PO4)2 в этом удобрении.
Задания для самостоятельной работы:
1. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
а) Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3.
б) NH4HCO3 → CO2→ CO→ Cu→ CuCl2
2. Определите массовую долю оксида фосфора (V) в преципитате CaHPO4·2H2O.
3. 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.
4. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 20 мл 10% раствора
едкого натра при условии образования кислой соли.
5. Какая соль и в каком количестве образуется при пропускании 5,6 л СО2 через 200 г 5%
раствора едкого натра?
6. 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.
7. Смешано 17 г аммиака, 500 мл воды и 22,4 л (н.у.) углекислого газа. Рассчитайте
массовую долю вещества в полученном растворе.
8. Константа равновесия реакции CO(г) + Cl2(г) = COCl2(г) при некоторой температуре равна
9. найти равновесные концентрации всех веществ, если их исходные концентрации равны
C(CO) –2 моль/л, C(Cl2) –0,25 моль/л, C(COCl2) –3моль/л.
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.- 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 №5(2 ч.)
63
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
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:
64
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)
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.
1.7.2 Тематика и планы практических занятий.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1(2 ч.)
Тема: Водород, кислород и их соединения.
1. Получение водорода.
В сухую пробирку помещают кусочек алюминиевой фольги или гранулу цинка.
Добавляют
65
2 мл 20 %-го раствора серной кислоты. Пробирку закрывают пробкой с отводной трубкой
(рис. 1), слегка подогревают до начала реакции, затем нагревание прекращают. Водород
собирают в перевернутую пробирку и периодически проверяют водород на чистоту, поднося пробирку к пламени
спиртовки. Звучный хлопок свидетельствует о недостаточной чистоте водорода, и наполнение пробирки повторяют.
Если водород в пробирке воспламеняется без «выстрела»,
то значит газ чистый, и его можно поджечь на конце
трубки.
Рис.1 Получение и сбор
водорода
1- реактор
2- сборник
3- штатив
4- спиртовка
2. Получение кислорода и изучение его свойств.
а) Около 1 г перманганата калия помещают в сухую пробирку,
закрепленную
в
штативе,
и
закрывают
ее
пробкой
с
г-образной
трубкой
(рис.2).
Вместо
указанной
трубки
можно воспользоваться прямым газоотводом со шлангом. Наполненный
водой цилиндр опускают в кристаллизатор с водой и под цилиндр вводят
газоотводную трубку. Содержимое пробирки осторожно подогревают, собирая кислород в цилиндр над водой. По окончании реакции, не вынимая
из воды цилиндр, закрывают его пробкой, а затем извлекают из воды. В
полученном кислороде сжигают вещества, указанные преподавателем
(серу, уголь, фосфор, железо).*
Рис.2 Получение и сбор
кислорода
1- реактор
2- сборник
3- кристаллизатор
4- штатив
5- спиртовка
6- трубка
б) Перед сжиганием S и Р в цилиндры добавляют по 5 мл 0,1 н раствора
NаОН и 1 каплю фенолфталеина. По окончании сжигания цилиндр закрывают
пробкой и встряхивают. Следят за изменением окраски индикатора.
в) Перед сжиганием угля в цилиндр добавляют 10 мл 5 %-го раствора
хлорида кальция.
г) Перед сжиганием железа в цилиндр вносят 5 мл 10 %-ой соляной кислоты.
После
растворения
окалины
раствор
сливают в пробирку и добавляют 1 к. раствора роданиза
аммония (или калия).
*----------------------------------------------------------
Для сжигания веществ их помещают в металлическую ложечку для сжигания, заполняя ее
примерно на 1/3 объема. Вещество либо поджигают от спиртовки, либо накаляют. Затем
быстро вносят в цилиндр с кислородом.
3. Восстановительные свойства водорода.
В пробирку наливают 1 мл 0,1 н перманганата калия, добавляют 1 мл 50 %-го раствора серной
кислоты, а затем вносят гранулу цинка. Наблюдают за ослаблением окраски раствора.
66
4. Образование аквакомплексов.
а) в сухую пробирку вносят на кончике шпателя безводный сульфат меди и добавляют 1 каплю
воды.
б) на листе бумаги напишите формулу сульфата кобальта его разбавленным раствором. Когда
надпись подсохнет, осторожно погрейте лист над спиртовкой. Объясните наблюдаемое
явление.
5. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.
а) К 1 мл раствора иодида калия добавляют 1 мл 20 %-го раствора серной кислоты и 1 мл 5 %го пероксида водорода.
б) К подкисленному раствору перманганата калия добавляют равный объем 5 %-го пероксида
водорода. Какова роль Н2О2 в реакциях а и б?
в) К щелочному раствору хлорида хрома добавляют равный объем концентрированного
раствора пероксида водорода, затем смесь осторожно подогревают, следя за изменением
окраски. По окончании реакции пробирку охлаждают и добавляют две капли раствора хлорида бария.
ЗАДАНИЯ
1. Написать все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, а окислительновосстановительные реакции - по методу ионно-электронного баланса.
2. Сделать выводы и объяснить наблюдаемые явления для каждого опыта.
3. Привести все способы получения кислорода и водорода в лаборатории.
4. Как изменяются свойства бинарных соединений водорода и кислорода в периоде (на
примере III периода), и как эту закономерность можно объяснить?
5. На основании опытов 2 (а - в) определить составы растворов после окончания всех
реакций, считая, что весь полученный кислород полностью прореагировал, а плотности
растворов равны 1 г/моль.
6. Объясните, почему лед легче воды?
7. Вычислите значение ΔG˚298 реакций разложения (см. табл.1):
2 КСlO3 → 2 КСl + 3 О2
(ΔН = 2 ΔН˚KCl - 2 ΔН˚KClO3)
2 Na 2 SO 4 → 2 Na 2 SO 3 + O 2 ( ΔН = 2 ΔН˚Na2SO3 - 2 ΔН˚Na2SO4)
8. Какое из указанных веществ предпочтительнее использовать для получения кислорода?
Термодинамические параметры для веществ задания 7.
Таблица 1.
ВЕЩЕСТВО
KClO3
KCl
Na2SO4
Na2SO3
O2
ΔН˚f
- 391.20
- 435.85
- 1384.00
- 1090.00
---
S˚298
142.97
82.68
149.40
146.00
205.03
67
8. Написать уравнение по схеме: NaNО2 + Н2 О2 + Н+ → NОзˉ + ...
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 (2 ч.)
Тема: Галогены и их соединения.
1. Получение галогенов.
а) В пробирку помещают около 1 г МnО2 и столько же кристаллического хлорида натрия,
затем добавляют 1 мл концентрированной серной кислоты. Пробирку быстро закрывают
пробкой с газоотводной трубкой и слегка подогревают. Хлор собирают в сухой цилиндр, при
этом газоотводная трубка должна быть опущена да дна сосуда (рис. З). Сосуд с хлором плотно
закрывают и оставляют для следующих опытов.
б) в сухой стакан на 50 мл помещают 3 - 4 кристаллика КI и столько же МnО2, добавляют 5 - 6
капель концентрированной серной кислоты и слегка подогревают стаканчик, поместив его на
асбестовую сетку (рис. 4) и накрыв часовым стеклом или чашкой Петри с холодной водой.
в) Предметное стекло покрывают слоем парафина. На парафине делают надпись (рисунок)
острым предметом. Ватой удаляют избыток парафина. В пробирку помещают
кристаллический KF (или NH4F) и добавляют несколько капель концентрированной H2SO4.
Сразу же накрывают пробирку подготовленным выше предметным стеклом. Пробирку слегка
подогревают. Наблюдается надпись на стекле после удаления парафина в горячей воде. Опыт
проводится под тягой.
2. Растворимость йода.
а)
2 кристаллика иода поместить в пробирку и добавить 1 мл
четыреххлористого углерода или хлороформа. Затем наблюдают за изменением окраски после
добавления бензола, этилового эфира. Объясните различие в окраске растворов.
б) к кристаллику иода добавляют 1 мл воды, а затем 1 кристаллик КI. Сравнить растворимость
иода в отсутствие и в присутствии КI.
3. Окислительная активность кислородных соединений галогенов.
а) в сосуд с хлором (опыт 1а) приливают 10 мл 0,1м раствора NаОН, закрывают и растворяют
газ, встряхивая сосуд. В полученный раствор добавляют 2 капли раствора КI и 1 каплю
крахмала.
б) в две пробирки наливают по 1 мл раствора хлораста калия и равные объемы раствора КI.
Затем в одну из пробирок добавляют разбавленную серную кислоту. Сравнить наблюдаемые
результаты.
в) смесь белильной извести («хлорки») с оксидом меди (II) осторожно нагреть в пробирке.
Зажженной лучинкой доказать выделение кислорода.
4. Получение хлороводорода.
В пробирку с газоотводной трубкой помещают около 0,5 г NаСl, добавляют 1 мл
концентрированной серной кислоты и слегка подогревают. К отверстию трубки подносят
палочку, смоченную раствором аммиака. После этого трубку отводят в стакан с водой, не
погружая трубку в воду. Полученный раствор в стакане проверяют лакмусом. Можно ли таким
образом получить НI и НВr?
68
5. Осаждение галогенов.
а) К 1 мл раствора NaCl добавить 3 - 4 капли нитрата свинца. Полученную смесь подогреть,
а затем охладить в проточной воде, наблюдая за изменением растворимости хлорида
свинца.
б) К 1 мл раствора нитрата свинца добавить 5 капель раствора КI, смесь, нагреть до растворения
осадка, а затем охладить в проточной воде. К полученному осадку добавить еще 0,5
мл раствора КI до растворения осадка.
в) К солям Ca2+ и Mg2+ добавить по 2-3 капли раствора KF. Проверить растворимость
полученных осадков в HCl и H2SO4.
6. Гидролиз хлоридов.
Исследуйте характер среды в растворах NaCl, ZnCl2, АlClз с помощью лакмуса.
7. Иодометрия.
К 1 мл хлорной воды добавляют 2 мл раствора КI и 2 капли крахмала. Затем из пипетки по
каплям добавляют 0,1 н раствор тиосульфат натрия до исчезновения синего окрашивания.
Принимая, что 1 капля тиосульфата составляет 0,1 мл, рассчитывают количество активного
хлора в воде по формуле: g = 10 -3 · N · Э Cl2 · 0,1 · n, г
Э - эквивалентная масса хлора, г/моль;
N - нормальность раствора Na2S2Оз, моль/л;
n - число капель тиосульфата, пошедшего на обесцвечивание иода;
0,1 - объем 1 капли тиосульфата, мл.
Для нашего случая: g Cl2= 35,5 · 10 -5 · n, г
ЗАДАНИЯ
1.Привести способы получения в лаборатории иодо- и бромоводородной кислот.
2.В какой последовательности будут выпадать из раствора бромид-, иодид- и хлорид-ионы
при добавлении по каплям нитрата серебра к их смеси?
3.Как изменяется восстановительная активность в ряду НF - НСl - НВr - НI и чем это
объясняется?
4.Как изменяется окислительная активность в ряду СlOˉ - С1О2ˉ - С1О3ˉ - С1О4ˉ ?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3 (2 ч.)
Тема: Сера и ее соединения.
1. Диспропорционирование серы.
В пробирку наливают I мл концентрированной щелочи и добавляют на кончике шпателя
элементарной серы. Смесь нагревают в течение пяти минут. С помощью свинцовой
бумажки обнаруживают образующийся сероводород.
2. Окислительные свойства серы.
В фарфоровой ступке тщательно растирают и перемешивают цинковую (или
алюминиевую) пыль с порошком серы. Затем к смеси добавляют 2 капли воды. По запаху
определяют выделение сероводорода.
3. Растворимость сульфидов.
69
На стеклянную пластинку помещают по капле растворов, содержащих катионы К+, Cd 2+,
Pb2+, Cu2+, Mn2+, Zn2+. К каждой капле добавляют по 1 капле сероводородной воды. Отметить образование сульфидов и их цвет. К тем катионам, которые не дали осадка
добавляют по 1 капле сульфида аммония.
4. Гидролиз сульфидов.
а) исследуйте характер среды в растворе Na2S;
б) к 0,5 мл соли алюминия добавляют 2 капли раствора (NH4)2S. Добавлением нескольких
капель щелочи к образовавшемуся осадку докажите природу осадка.
5.Восстановительные свойства сульфидов.
К 0,5 мл раствора нитрата свинца добавляют 2 капли сероводородной воды, а затем 1 мл
щелочного раствора пероксида водорода. Следят за изменением окраски осадка от
черной до белой.
6.Получение диоксида серы и его восстановительные свойства.
а) в пробирку с отводной трубкой вносят 0,5 г сульфита натрия и добавляют 1 мл 40 %го раствора серной кислоты. Пробирку закрывают, а трубку опускают в подкисленный
раствор перманганата калия. Пробирку с сульфитом периодически подогревают и следят
за изменением окраски перманганата.
б) диоксид серы,пропускают через разбавленный раствор иода в воде, содержащей 2
капли крахмала, до обесцвечивания раствора. После этого определяют образование SO42- иона добавлением 1 капли раствора хлорида бария.
в) 3 - 4 кристаллика Na2SO3 помещают в сухую пробирку и осторожно нагревают в
течение 3 - 5 минут. После охлаждения содержимое пробирки растворяют в воде. В
растворе обнаруживают сульфид- и сульфат - ионы, добавлением соответственно в одну
пробирку 2 капли раствора нитрата свинца, а в другую - хлорида бария.
1.Водоотнимающие свойства серной кислоты.
На листке бумаги пишут 20 %-ным раствором серной кислоты ее формулу, лист
подсушивают на воздухе, а затем осторожно подогревают над спиртовкой. Надпись
проявляется
ЗАДАНИЯ.
3.Сделать выводы и объяснить наблюдаемые явления в каждом опыте.
4.Написать все уравнения реакций в ионной и молекулярной формах, а окислительновосстановительные реакции - по методу ионно-электронного баланса.
5.Составить структурные (графические) формулы следующих
соединений: Na2S2O3, H2S2O7, (NH4)2S2O8, Na2SO5.
6.Составить уравнение реакции по схеме: Sb2S3 + HNO3 → SbO43-+ SO42-+NO+…
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4-5 (4 ч.)
Тема: Азот и фосфор.
1. Получение азота.В отдельных пробирках нагревают по 1 мл насыщенных
растворов хлорида аммония и нитрата натрия (калия). Нагретые растворы сливают, а
выделяющийся азот определяют зажженной лучиной.
2. Получение аммиака.Смешивают в чашке равные объемы хлорида аммония и
гидроксида кальция. Смесь помещают в сухую пробирку с газоотводной трубкой, на
которую надевают перевернутую вверх дном пробирку для сбора аммиака. . Пробирку со
смесью подогревают. После сбора аммиака пробирку с ним , не переворачивая, закрывают
пробкой с короткой трубкой с оттянутым концом и погружают в стакан с водой,
содержащей фенолфталеин. Наблюдают окраску раствора в пробирке.
70
3. Образование солей аммония.
а) смачивают дно и стенки стакана на 200 мл концентрированной соляной кислотой. Этим
стаканом накрывают мерный стакан (50 мл), в котором находится раствор аммиака в воде.
Следят за появлением «дыма» .
б) измеряют электропроводность раствора аммиака. Затем к раствору добавляют 2 - 3
капли серной кислоты. Наблюдают за изменением электропроводности.
в) в сухую пробирку помещают смесь гидроксида кальция и хлорида аммония и
закрывают пробкой с газоотводной трубкой, которую погружают в 1 %-ый раствор соляной
кислоты с 1 каплей метилового красного. Пробирку со смесью осторожно нагревают, следя
за изменением
окраски индикатора.
Восстановительные свойства аммония.
1) Несколько мл 25%-го аммиака помещают в плоскодонную колбу и подогревают на
водяной бане. А колбу всыпают немного оксида хрома Cr2O3. Наблюдают горение.
2) К 0,1 н раствору перманганата добавляют несколько капель 25%-го аммиака и
подогревают. Наблюдают изменение окраски раствора.
3) К бромной воде добавляют несколько капель 25%-го аммиака и подогревают. Следят за
изменением окраски.
Написать все уравнения реакций, имея в виду, что аммиак окисляется до элементарного
азота.
4. Гидролиз солей аммония.В 1 мл воды помещают кусочек магния (порошок).
Затем добавляют на кончике шпателя кристаллический хлорид аммония, и пробирку
слегка подогревают. Определяют характер среды в растворе с помощью лакмуса.
5. Отношение солей аммония к нагреванию.
а) исследуют отношение к нагреванию твердых солей: NН4С1, (NН4)Н2РО4 и
(NН4)2СОз,
нагревая их в сухих пробирках и контролируя выделяющиеся газы смоченной водой
лакмусовой бумажкой.
б) в тигель помещают 1 г дихромата аммония и поджигают до начала реакции.
Наблюдают
вулканообразный ход реакции.
6. Получение оксида азота (II).В пробирку 1 (рис.2) помещают медные стружки и
добавляют до покрытия меди разбавленную азотную кислоту, нагревают до начала
реакции. Оксид азота собирают методом вытеснения воды. По окончании реакции
цилиндр под водой закрывают стеклом (или пробкой), извлекают из воды. Раскаленный
уголек в ложечке для сжигания вносят в цилиндр с оксидом азота, наблюдая горение
угля.
7. Свойства нитритов.а) к раствору нитрита натрия добавляют 2 капли серной кислоты.
1 каплю крахмала и 2 капли раствора КI;
б) к раствору нитрита натрия добавляют 2 капли подкисленного перманганата калия.
Следят
за изменением окраски.
8. Определение нитрат - ионов. К алюминиевым стружкам добавляют 1 мл нитрата
натрия и 1 мл концентрированной щелочи. Пробирку закрывают пробкой с газоотводной
трубкой, которую опускают в воду, содержащую 2 капли фенолфталеина.
9. Разложение нитратов.
71
а) в сухую пробирку, укрепленную вертикально над чашкой с песком, помещают
немного
натриевой селитры и нагревают. В расплав бросают кусочек раскаленного угля.
б) в тугоплавкую пробирку помещают немного нитрата свинца и прогревают. В
пробирку
вносят зажженную лучинку.
в) в тугоплавкую пробирку помещают кристаллический нитрат натрия на кончике
шпателя и нагревают до расплавления соли. В расплав бросают кусочек угля и серы.
Наблюдают горение. Опыт проводят под тягой.
10. Гидролиз фосфатов. Исследуют характер среды в растворах фосфата, гидрофосфата и
дигидрофосфата натрия. Объясните различие в значениях рН указанных солей.
12. Растворимость фосфатов.
а) сравнить растворимость в воде и в кислоте фосфата, гидрофосфата и
дигидрофосфата
кальция.
б) к суспензии фосфата кальция добавляют по каплям фосфорную кислоту. Наблюдают
рас
творение осадка.
ЗАДАНИЯ
1. Объяснить все наблюдаемые явления.
2. Написать все уравнения в ионной и в молекулярной форме, а окислительновосстановительные реакции - по методу ионно-электронного баланса.
3. Объясните высокую полярность молекулы аммиака и его склонность к донорно-акцепторному взаимодействию.
4. Как влияет температура и давление на процесс синтеза аммиака из азотоводородной
смеси?
5. Из нитратов каких металлов можно получить NO2?
6. Составить уравнение реакции по схеме: РН3 + КМnО4 + ОН ˉ → МnО2 + РО3 3- + ...
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6 (2 ч.)
Тема: Углерод и его соединения.
1. а)
Свойства активированного угля.
1) В пробирке нагревают Pb(NO3)2. При появлении бурого газа в пробирку вносят
активированный уголь и наблюдают за изменением окраски газа.
2) В пробирку со светло-розовым раствором фуксина вносят на кончике шпателя
активированный уголь. Наблюдают за изменением окраски.
3) К 10 каплям 0,01 н раствора Pb(NO3)2 добавляют 1 каплю 0,1 н KI.
В другой пробирке к 10 каплям 0,01 н раствора нитрата свинца добавляют несколько
кусочков активированного угля, перемешивают стеклянной палочкой и оставляют на 2-3
минуты. Жидкую фазу отбирают пипеткой, переносят в другую пробирку и добавляют 1
каплю 0,1 н раствора KI. Сравнивают количество осадка в первой и во второй пробирках.
Почему во второй пробирке осадка меньше?
4) В пробирку помещают немного оксида свинца (II), вносят несколько кусочков угля и
подогревают на спиртовке. Выделяется свободный свинец.
72
1. б) Свойства диоксида углерода.
Наполняют три цилиндра диоксидом углерода, проверяя полноту заполнения горящей лучиной.
1) Поджигают ленту магния и быстро вносят в один из цилиндров.
2) Во второй цилиндр вносят горящий фосфор в ложечке для сжигания.
3) В фарфоровой чашке поджигают горючую жидкость (спирт, ацетон, бензин) и на пламя
«выливают» диоксид углерода из третьего цилиндра.
4) В пробирку с газоотводной трубкой вносят 3 мл муравьиной кислоты и добавляют 1 мл
концентрированной серной кислоты под тягой), закрывают пробкой и пропускают
выделяющийся оксид углерода через подогретую на спиртовке трубку с помещенным внутри
оксидом меди (II). Наблюдают за покраснением черного порошка оксида меди.
5) Оксид углерода, полученный в п.4, пропускают через 0,1 н раствор KMnO4 в кислой среде.
Наблюдают за изменением окраски раствора.
2. Растворимость карбонатов.В пробирке с газоотводной трубкой получают СО2, действуя
на кусочек мрамора соляной кислотой. Трубку помещают в стаканчик с известковой водой и
пропускают СО2 до тех пор, пока выпавший вначале осадок не растворится.
3. Гидролиз карбонатов.Исследуют характер среды в 5 %-ых растворах Na2CO3, NaНСО3 и
(NН4)2СОз.
4. Термическая устойчивость карбонатов.В двух пробирках с газоотводными трубками
нагревают СаСО3 и Nа2СОз. Наблюдают за появлением ионов СОз 2- в известковой воде, в
которую погружают газоотводную трубку.
5. Растворимость карбонатов. К 5 пробиркам, содержащим соли А1 3+, Са 2+, Ва 2+, Рb 2+, Zn
2+
добавляют по 1 мл 10 %-го раствора карбоната аммония. Проверяют отношение выпавших
осадков к разбавленной соляной кислоте.
6. Гидролиз силикатов.
а) проверяют на лакмус раствор силиката натрия.
б) к силикату натрия добавляют равный объем раствора хлорида аммония. Какие вещества
образуются?
в) в пробирку помещают немного SiO2 и порошок Mg. Нагревают на спиртовке. После
охлаждения добавляют несколько капель концентрированной соляной кислоты. Наблюдают
за горением. На дне собрался кремний.
г) к кремниюдобавляют 30%-ую щелочь. Проверяют выделение водорода.
д) в трёх пробирках к раствору NaSiO3 добавляют по 2 капли растворов солей Co2+, Ni2+, и Cu2+.
Наблюдают образование нитей силикатов.
7. Сравнение силы угольной и кремниевой кислот. Через раствор силиката натрия
пропускают углекислый газ. Наблюдают за помутнением раствора.
Вопросы и задания:
1. Объясните сущность гидролиза силиката натрия. Составьте уравнение реакции в
молекулярной и ионных формах.
2. Сравнить гидролиз силикатов с гидролизом карбонатов, если обнаружится сходство,
объяснить его.
3. Почему карбонаты и силикаты легко гидролизуются?
4. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 20 мл 10% раствора
едкого натра при условии образования кислой соли.
5. Какая соль и в каком количестве образуется при пропускании 5,6 л СО2 через 200 г 5%
раствора едкого натра?
73
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7-8 (4 ч.)
Тема: МЕТАЛЛЫ
Цель работы - изучить химические свойства металлов и их соединений.
Опыт 1. Амфотерные свойства алюминия.
Налейте в первую пробирку разбавленную серную кислоту, во вторую — соляную, в
третью — азотную. Опустите в каждую пробирку по грануле алюминия.
Вопросы и задания:
1. Есть ли разница в протекании реакции в этих трех пробирках? В чем она заключается?
2. Чем объясняется такая разница в ходе реакции?
3. Можно ли сказать на основании
этого
опыта, что алюминий обладает
металлическими свойствами и более активен, чем водород?
4. Напишите уравнение протекающих реакций.
Налейте в пробирку концентрированный (30%) раствор едкого натра и опустите туда
алюминиевую гранулу.
Вопросы и задания:
5. Что вы можете сказать о выделяющемся газе?
6. Какими свойствами алюминия можно объяснить вытеснение им водорода из кислоты и
из щелочи?
7. Напишите уравнение протекающей реакции.
Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.
Налейте в пробирку 10 капель какой-нибудь растворимой соли алюминия и добавьте
1—2 капли разбавленной щелочи до образования легкого студенистого осадка гидроксида
алюминия. Разделите содержимое пробирки с осадком пополам и добавьте к одной
половине избыток соляной кислоты, а к другой — избыток едкого натра.
Вопросы и задания:
1. Напишите уравнение реакции получения гидроксида алюминия.
2. Что происходит с осадком в обеих пробирках при добавлении щелочи и кислоты?
3. Почему осадок растворяется в щелочи? Напишите уравнение реакции.
4. Почему осадок растворяется в кислоте? Напишите уравнение реакции.
5. Сделайте вывод о характере свойств гидроксида алюминия, исходя из проделанного
опыта?
Опыт 3. Отношение меди к кислотам.
Цель опыта — проанализировать и сравнить поведение металлической меди в разных
кислотах и объяснить причины различия. Прежде чем выполнять опыт, вспомните, какое
положение занимает медь в ряду напряжений. Может ли она вытеснять водород из
кислот?
Возьмите кусочек медной стружки, слегка нагрейте ее и нанесите на нее в трех разных
местах по капле разбавленной серной, разбавленной соляной и разбавленной азотной
кислоты. Внимательно наблюдайте некоторое время за поведением капель.
Проделайте тот же опыт, но вместо разбавленных кислот возьмите
концентрированные. Сравните полученные результаты с предыдущим вариантом опыта.
Вопросы и задания:
1. В каком случае наблюдаются изменения? Почему?
2. Отмечается ли выделение газов? Если да, то где оно наиболее интенсивное?
3. Составьте уравнение протекающих реакций
и объясните, являются ли они
окислительно-восстановительными?
4. Сделайте вывод об отношении меди к концентрированным и разбавленным кислотам в
связи с ее положением в электрохимическом ряду напряжений.
5. 40,625 г смеси опилок меди и цинка обработали соляной кислотой, в результате чего
выделилось 5,6 л водорода. Каков процентный состав смеси?
74
6. Сколько 5 н. азотной кислоты израсходуется на реакцию с 16 г меди, если в процессе
реакции выделяется оксид азота(II).
Опыт 4. Восстановление оксида меди (II) углем.
Поместите в пробирку 1 микрошпатель порошка оксида меди (II) и 1 микрошпатель
мелко растертого древесного угля, хорошо перемешайте. Обратите внимание на цвет
смеси. Сильно нагрейте в пробирке приготовленную смесь.
Вопросы и задания:
1. Меняется ли окраска? Объясните причину.
2. Составьте химическое уравнение.
3. Как экспериментально доказать, что оксид меди (II) —основной оксид.
3. Предложите способ получения из оксида меди (II) гидроксида меди (II).
Опыт 5. Гидролиз солей меди.
Цель опыта — изучить тип гидролиза растворимых солей меди и его особенности.
На синюю лакмусовую бумажку нанесите каплю сильно разбавленного раствора хлорида
меди (II).
Вопросы и задания:
1. Изменяется ли окраска лакмуса? Почему?
2. Составьте уравнение реакции, объясняющее это явление.
В пробирку поместите 3—4 капли раствора сульфата меди (II) и добавьте 2—3 капли
раствора карбоната натрия. Выпавший зеленый осадок представляет собой
гидроксокарбонат меди (СuОН)2СО3.
Вопросы и задания:
3. Почему в результате реакции образуется именно эта соль, а не СuСОз?
4. Сделайте вывод о подверженности солей меди гидролизу.
5. Можно ли полученный гидроксокарбонат меди (II) перевести снова в сульфат меди (II),
напишите уравнение этой реакции.
6. Осуществить следующие превращения:
7. Какой должна быть реакция среды в растворе нитрата меди (II)?
8. Какой объем 0,5 н. серной кислоты израсходуется на реакцию с 20 г оксида меди (II)?
Опыт 6. Отношение цинка к кислотам и щелочам.
Цель опыта— изучить поведение цинка в кислотах и щелочах и сравнить его с
алюминием.
Поместите в две пробирки по микрошпателю цинковой пыли и прилейте в одну 10
капель соляной кислоты, а в другую — столько же раствора щелочи. Пробирку со
щелочью слегка нагрейте.
Вопросы и задания:
1. В какой пробирке энергичнее выделяется водород?
2. О каком свойстве цинка это говорит? Составьте уравнения соответствующих реакций.
3. Укажите еще один изученный вами элемент с аналогичными свойствами.
4. Сделайте заключение о поведении цинка в кислотах и щелочах.
Опыт 7. Получение гидроксида цинка и изучение его свойств.
В предыдущем опыте вы убедились в амфотерных свойствах цинка.
Можно ли предположить эти свойства у его гидроксида? Как это проверить?
Сначала получите гидроксид цинка. Поместите в пробирку 10 капель раствора любой
соли цинка и добавьте 2—3 капли (не больше!) разбавленного раствора щелочи.
75
Вопросы и задания: какие изменения наблюдаются; составьте уравнение реакции.
Перенесите пипеткой половину раствора с осадком в другую пробирку и добавьте 5—
10 капель щелочи. Хорошо размешайте.
Вопросы и задания: что происходит с осадком; составьте уравнение реакции образования
цинката.
В пробирку с оставшимся гидроксидом цинка добавьте 5—10 капель кислоты.
Вопросы и задания: какие происходят изменения; составьте уравнение реакции и назовите
образовавшееся соединение цинка.Сделайте вывод о свойствах гидроксида цинка, его
отношении к кислотам и щелочам.
В пробирку с цинкатом натрия добавляйте по каплям разбавленный раствор соляной
кислоты. После появления помутнения добавление прекратите.
Вопросы и задания: какое вещество вызвало это помутнение; обоснуйте свой ответ
уравнением реакции.
Задание: получите известным вам способом цинкат калия, а затем выделите из него
гидроксид цинка.
Опыт 8. Гидролиз солей цинка.
Цель опыта — наблюдать гидролиз солей цинка, определить, по какому типу он
протекает, и сравнить его с гидролизом солей меди, алюминия, натрия.
Нанесите каплю разбавленного раствора сульфата цинка на синюю лакмусовую
бумажку.
Вопросы и задания: объясните изменение окраски лакмуса, обосновав ответ уравнением
реакции гидролиза.
Поместите в пробирку 5—6 капель раствора соли цинка и добавьте 1—2 капли
раствора карбоната натрия. Выделяется ли при этом газ? Обратите внимание на цвет
выпавшего осадка гидроксокарбоната цинка.
Вопросы и задания: составьте уравнение реакции и объясните, почему вместо карбоната
цинка образуется гидроксокарбонат. Какой газ при этом выделился?
Вопросы и задания:
3.Почему для получения карбоната цинка реакцией обмена используют не карбонат
натрия, а гидрокарбонат?
4. Как осуществить следующие превращения:
5. Сколько технического цинка, содержащего 4% примесей, и сколько 30% соляной
кислоты потребуется для приготовления 50 кг 45% раствора хлорида цинка?
6. Сколько цинка и серной кислоты можно получить из 1 т цинковой обманки,
содержащей 85% сульфида цинка?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9 (2 ч.)
Тема: Железо.
1. Отношение железа к кислотам и щелочам:
а) В три пробирки помещают железную стружку. В каждую добавляют по 2 мл 2н НСl,
Н2SО4, НNО3. После окончания реакций в каждую пробирку вводят по 2 капли 0,01н КSСN.
Наблюдать появление окраски.
б) к сульфату железа (II) добавляют по 1 мл 2н NaОН. Наблюдают за изменением окраски
осадка.
76
в) в пробирку помещают З мл соли Fе(III), добавляют 2 мл 2н NaОН. Выпавший осадок
делят на три части.
К первой порции добавляют 1 мл 2н НСl,
ко второй - 2 мл 2н NaОН.
Третью пробу помещают в тигель, добавляют на кончике шпателя кристаллический
Nа2СО3 и нагревают на спиртовке до упаривания воды. Остаток охлаждают. Добавляют
несколько капель воды, всё переносят в пробирку и наблюдают за гидролизом феррита.
2. Гидролиз солей железа:
а) 2-3 кристаллика FеSО4 помещают на предметное стекло и добавляют 2-3 капли воды.
После растворения проверяют рН раствора индикаторной бумажкой.
б) в 2 пробирки помещают раствор FеCl3. В первой проверяют рН раствора, а вторую
нагревают на водяной бане в течение 5 мин. Проверяют рН. Изменился ли рН во второй
пробирке?
3. Отношение железа к сульфид-иону:
а) в 2 пробирки помещают по несколько кристалликов FеSО4 и добавляют по 2 капли
воды. В первую пробирку вносят несколько капель сероводородной воды, в другую –
(NH4)2S. Наблюдают за выпадением осадка. Проверить растворимость FеS в НСl и Н2SО4.
б) в 2 пробирки вносят по 3 капли раствора FеС13. Проделывают те же операции, что и в
опыте а). Наблюдают за цветом осадка.
4. Качественные реакции на катионы железа.
а) К соли Fе2+ добавляют 2 капли красной кровяной соли К3 [Fе(СN)6]. Оставить.
б) К соли Fе²+ добавляют 2 капли жёлтой кровяной соли К4 [Fе(СN)6]. Оставить.
в) К соли Fе3+ добавляют 2 капли 0,01 н раствора КSСN.
Во всех случаях наблюдают за цветом осадка.
г) В 2 пробирки помещают по 3 кристаллика FеSО4. В первую добавляют 1-2 капли воды и
1 мл 0,01 н КSСN. Во вторую - 1 каплю концентрированной НNО3 и 2 капли 0,01 н КSСN.
Наблюдают за окраской раствора в обоих случаях.
д) В 2 пробирки помещают 2-3 кристаллика FеSО4. В первую вносят1-2 капли воды, во
вторую - 1-2 капли Н2SО4. Затем в обе пробирки прибавляют 2 капли Н2О2 (3%-ой) и по 2
капли КSСN. Наблюдать за окраской растворов. Проделать то же в щелочном растворе.
5. Комплексные соединения железа.
а) К соли железа (III) добавить 2 капли 0,01 н роданида калия (или аммония). Разделить на
две порции. К первой добавляют Н3 РО4, ко второй - фторид калия или аммония. Следить
за изменением окраски.
К оставленным в опытах а) и б) добавить 2 н щелочь. Выпадают ли осадки?
3. Окислительно-восстановительные свойства солей железа.
а) Fе2+ + Вr-вода → Fе 3+ (доказать)
б) Fе3++ Nа2SО3 → Fе2+ (доказать)
77
в) В пробирку вносят кристаллик КОН, добавляют раствор FеСl3, пропускают хлор
(хлорную воду). Наблюдают окраску раствора.
Разделяют на три порции.
В первую пробирку вносят хлорид бария,
во вторую - серную кислоту,
в третью - сульфид аммония.
Наблюдают за изменениями в растворах.
Во всех опытах составить уравнения реакций и дать объяснения происходящим процессам.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10(4 ч.)
Тема: Цинк, кадмий, ртуть.
1. Отношение к кислотам и щелочам.
а) В четыре пробирки помещают по грануле цинка. В первую пробирку добавляют 3 мл 2н
Н2SO4, во вторую - 3 мл 2н НСl, в третью - 3 мл 0,5н НNО3, в четвёртую - 2мл
концентрированной азотной кислоты. В первой и второй пробирках проверяют выделение
водорода, в третьей - лакмусовой бумажкой определяют выделение аммиака, в четвертой
наблюдают выделение бурого газа NО2.
То же проделать с металлическим кадмием.
б) К Zn-порошку добавить 2 мл 2н NаОН. Подогреть на спиртовке. Наблюдать горение
водорода.
Проверить растворимость Cd в щелочи при нагревании.
в) Проверить растворимость Zn в концентрированном (25%) растворе аммиака.
2.Взаимодействие с кислородом и серой.
а) В ложечку для сжигания помещают немного Zn-пыли, подогревают на спиртовке до
появления свечения и быстро переносят в цилиндр с кислородом. Наблюдают горение цинка.
б) В ступке растирают цинковую пыль с несколькими кристалликами серы. Затем к смеси
подносят зажжённую лучинку. Наблюдают вспышку. Затем добавляют 3 капли воды и по
свинцовой бумажке определяют выделение сероводорода.
3. Активность цинка.
На две гранулы цинка помещают по капле растворов CdSO4, CuSO4 и НgSO4. Наблюдают
изменение окраски цинковой гранулы.
4. Амфотерность.
а) К 2 мл раствора сульфата цинка по каплям добавляют 1 мл 2н щелочи. Наблюдают
выпадение осадка. Делят осадок на две части. К одной части добавляют избыток щёлочи, ко
второй - 1 мл 2н соляной кислоты. Наблюдают за растворением осадка.
То же проделывают с раствором CdSO4.
б) К осадку Cd(OH)2 добавляют твёрдую щёлочь и нагревают на спиртовке. Что
происходит?
4.Отношение гидроксндов к аммиаку.
а) Получить гидроксиды Zn и Cd по п.а). К осадкам добавить по 5 капель 25%-го аммиака. Что
наблюдается?
б) К обоим осадкам добавить по 3 капли насыщенного раствора NH4Cl.
78
5. Отношение оксида цинка к нагреванию.
В пробирку на кончике шпателя вносят оксид цинка и нагревают на спиртовке. Наблюдают за
изменением окраски при нагревании и последующем охлаждении пробирки.
6. Свойства сульфидов.
Получить сульфиды Cd ²+, Zn²+ и Hg²+, добавив к соответствующим сульфатам на на
предметном стекле по 1 капле раствора Nа2S. Наблюдать цвета сульфидов. Проверить
растворимость сульфидов в НСl и в НNО3.
7. Гидролиз.
Универсальной индикаторной бумажкой проверить среду в растворах сульфатов цинка,
кадмия и ртути (II). Составить уравнения гидролиза.
8. Свойства карбонатов цинка и кадмия.
К растворам сульфатов Zn и Сd добавляют на кончике шпателя карбонат натрия и нагревают
на спиртовке в течение 5 минут. Затем содержимое переносят в тигли и прокаливают досуха
на плитке. Наблюдают за изменением окраски.
9.Окислительно-восстановительные свойства солей ртути (I) и ртути (II).
а) К сульфату ртути (II) добавляют кристаллический SnС12 и нагревают на водяной бане.
Наблюдают за появлением белого осадка.
б) Медную пластинку (или монетку) обрабатывают азотной кислотой до появления бурого
газа. Кислоту смывают водой и протирают ватой. На обработанное место помещают 1 каплю
раствора соли ртути. Наблюдают за выделением металлической ртути.
в) Соль одновалентной ртути обрабатывают 2 мл концентрированной азотной кислоты при
нагревании в течение 5 минут. К раствору добавляют 1 каплю раствора NаС1. Что
наблюдается?
г) К раствору соли Hg²+ добавляют 3 капли раствора КI. К полученному осадку добавляют
кристаллический КI до растворения осадка. Раствор делят на две части.
К первой части добавляют несколько капель раствора Nа2S , а ко второй - раствор нитрата
серебра. Наблюдают за изменениями в пробирках. Дать объяснения происходящему.
Составить все уравнения реакций. Что можно сказать об устойчивости ртутного комплекса
[HgI4]²- ?
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
1.8.1 Рекомендуемая литература
ОСНОВНАЯ 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. Общая химия.- Л.: Химия, 1973.
4. Мень Е.С. Указания к контрольным и лабораторным работам по общей и
неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.
79
5. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия.- Ленинград:
Химия, 1981.
6. Реми Г. Курс неорганической химии. - М.: Мир,1972.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 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. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии.- М.: Мир, 1979.-677с.
5. Николаев Л.А. Современная химия.- М.: Просвещение, 1970.
6. Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия.- Высшая школа, 1994.-542с.
7. Химия: Справочник / Под ред. В.А. Молочко, С.В. Крынкиной.- М.: Химия, 1989.-647с.
1.9
Материально-техническое обеспечение дисциплины
1.9.1. Перечень используемых технических средств
Лабораторная посуда: пробирки, мерные цилиндры, колбы конические, круглодонные,
химические стаканы, воронки.
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.
1.9.2. Перечень используемых пособий.
«Основные понятия химии» (комплект фолий с сопроводительным текстом)/Под ред Л.В.
Кузнецовой, К.К. Власенко. М.: Росучприбор.
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.
Вариант 1.
1. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)г в 100 мл.
2. Сколько атомов содержится в 16 г кислорода?
3. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (П), 98-% серная кислота и
вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения 2.24 л
сернистого газа (н.у.)?
4. При обработке 11,14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13,14 г остатка. Определить состав исходной и
образовавшейся смеси.
5. Zn + NaNO2 + NaOH -----> Na2 [Zn(OH)4] +NH3 + ...
80
Вариант 2.
1. Для нейтрализации 200 мл 0,5 M раствора азотной кислоты израсходовали
6,26 г смеси карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
2. Анализ газа показал, что соединение содержит 5,9 % водорода и серу. Литр
этого газа весит 1,52 г (н.у.). Определить, какой это газ.
3. Сколько молекул содержится в 7 г аммиака?
4. Чему равен эквивалент КМnО4 при переходе его в Мn+2?
КМnО4 + SO2 + Н2О → MnO2 + SO4 2+ + ...
Вариант 3.
1. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе
80%?
2. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
3. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
4. При окислении 12 г металла получено 16.8 г продукта реакции. Какой металл
был окислен и какой объём кислорода (н.у.) при этом израсходовали?
5. Fe2++ К2Сг2О7 + Н+ → Fe3++ Сг3++....
Вариант 4.
1. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
2. Чему равна молярность 10%-й серной кислоты (ρ =1.11 г/мл)?
3. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р=101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
4. Через озонатор пропущено 15 л кислорода, 10% которого перешло в озон.
Какой объём занимает озонированный кислород?
5. СrС13 + Н2О2 + NaOH → СrO4 2- + ...
Вариант 5.
1. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
2. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
3. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(Н.У.)?
4. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
5. PbS + Н2О2 → PbSO4 + ....
Вариант 6.
1. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
2. Сколько молей кислорода нужно для сжигания 16 кг серы?
81
3. При растворении в воде 1.6 г металла выделилось 0.896 л водорода (н.у.). Что
это за металл?
4. Определить плотность газовой смеси по гелию, содержащей 20? Моноксида
углерода, 20% азота и 60% водорода.
5. FeS2 + О2 →
Вариант 7.
1. Определить объемы кислорода и воздуха, необходимые для сжигания 30 л
пропан-бутановой смеси, содержащей 60% пропана и 40% бутана.
2. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
3. Чему равна нормальность 4М Н3РО4 в реакции нейтрализации.
4. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 4.48 л
(н.у.).
5. Н2О2 + KJ →
Вариант 8.
1. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия, 98%ная серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
2. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г твердого
остатка. Определить степень разложения карбоната.
3. Сколько атомов содержится в 4 л азота (н.у.)?
4. Чему равна нормальность 2 М раствора серной кислоты в реакции образования
гидросульфата калия?
5. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Br2 + ....
Вариант 9.
1. В лаборатории имеются ВаО2, бертолетова соль и перманганат калия. Какое из них
при термическом разложении в пересчете на одну и ту же массу даст наибольшее
количество кислорода?
2. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого остатка.
Определить степень разложения нитрата калия.
3. Смесь Mg и его оксида массой 5.1 г обработали соляной кислотой. При этом
выделилось 3.74 л водорода (н.у.). Определить процентный состав смеси.
4. Чему равна нормальность 10%-го раствора сульфата алюминия (ρ = 1.12 г/л)?
5. НСlO + НС1 →
Вариант 10.
1. Масса 3.28 л смеси моноксида углерода и метана при 27°С и 3.75 атм. равна 10.4 г.
Определить количество воздуха, необходимое для сжигания данной смеси.
2. Сколько потребуется сульфида железа (П) и 7.3%-ой соляной кислоты (считая
50%-ый избыток), чтобы при пропускании газа, образующегося при их
взаимодействии, через раствор нитрата свинца выпало 2.39 г осадка?
3. При взрыве смеси, полученной из одного объема неизвестного газа и двух объемов
кислорода, образуется два объема СО2 и один объем азота. Найти молекулярную
формулу газа.
4. Чему равен эквивалент ВiOH(NО3)2?
5. Zn + HNO3 (разб.) → NH3 + ....
Вариант 11.
82
1. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (II), 98%-ная серная
кислота и вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения
2.24 л сернистого газа (н.у.)?
2. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)2 в 100 мл.
3. При обработке 11,14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13.14 г остатка. Определить состав исходной и
образовавшейся смеси.
4. Zn + NaNO2 + NaOH → Na2 [Zn(OH)4] +NH3 + ...
5. Сколько атомов содержится в 16 г кислорода?
Вариант 12.
1. Для нейтрализации 200 мл 0.5 М раствора азотной кислоты израсходовали 6.26
г карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
2. Сколько молекул содержится в 7 г аммиака?
3. Анализ газа показал, что соединение содержит 5.9% водорода и серу. Литр
этого газа весит 1.52 г (н.у.) Определить, какой это газ.
4. KMnO4+ SO2 + Н2О → MnO2 + SO42- + ....
5. Чему равен эквивалент КМnО4 при переходе его в Мn+2?
Вариант 13.
1. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
2. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
3. Fe 2+ + К2Сr2О7 + Н+ → Fe 3+ + Cr 3+ +...
4. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе
80%?
5. При окислении 12 г металла получено 16.8 г продукта реакции. Какой металл
был окислен и какой объём кислорода (н.у.) при этом израсходовали?
Вариант 14.
1. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р-101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
2. Чему равна молярность 10%-ой серной кислоты (ρ = 1.11 г/мл)?
3. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
4. СrС13 + Н2О2 + NaOH → СrO4 2- + ...
5. Через озонатор пропущено 15 л кислорода, 10% которого перешло в озон.
Какой объём занимает озонированный кислород?
Вариант 15.
1. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(н.у.)?
2. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
3. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
4. PbS + Н2О2 → PbSO4 + ...
83
5. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
Вариант 16.
1. При растворении в воде 1.6 г металла выделилось 0.896 л водорода (н.у.). Что
это за металл?
2. Определить плотность газовой смеси по гелию, содержащей 20% моноксида
углерода, 20% азота и 60% водорода.
3. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
4. FeS2 + О2 →
5. Сколько молей кислорода нужно для сжигания 16 кг серы?
Вариант 17.
1. Определить объемы кислорода и воздуха, необходимые для сжигания 30 л
пропан-бутановой смеси, содержащей 60% пропана и 40% бутана.
2. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 5.26 л
(н.у.).
3. Н2О2 + KJ →
4. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
5. Чему равна нормальность 4М Н3РО4 в реакции нейтрализации.
Вариант 18.
1. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Вr2 + ....
2. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия,
98%-ая серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
3. Чему равна нормальность 2 М раствора серной кислоты в реакции образования
гидросульфата калия?
4. Сколько атомов содержится в 4 л азота (н.у.)?
5. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
Вариант 19.
1. Чему равна нормальность 10%-го раствора сульфата алюминия (ρ = 1.12 г/л)?
2. Смесь Mg и его оксида массой 5.1 г обработали соляной кислотой. При этом
выделилось 3.74 л водорода (н.у.). Определить процентный состав смеси.
3. В лаборатории имеются ВаО2, бертолетова соль и перманганат калия. Какое из
них при термическом разложении в пересчете на одну и ту же массу даст
наибольшее количество кислорода?
4. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого остатка.
Определить степень разложения нитрата калия.
5. НСlO + НС1 →
Вариант 20.
1. При взрыве смеси, полученной из одного объема неизвестного газа и двух
объемов кислорода, образуется два объема СО2 и один объем азота. Найти
молекулярную формулу газа.
84
2. Сколько потребуется сульфида железа (П) и 7.3% -ой соляной кислоты (считая
50%-ый избыток), чтобы при пропускании газа, образующегося при их
взаимодействии, через раствор нитрата свинца выпало 2.39 г осадка?
3. Масса 3.28 л смеси моноксида углерода и метана при 27°С и 3.75 атм. равна
10.4 г. Определить количество воздуха, необходимое для сжигания данной
смеси.
4. Чему равен эквивалент BiOH(NO3)2?
5. Zn + HNO3 (разб.) → NH3 + ....
Вариант 21.
1. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)2 в 100 мл.
2. Сколько атомов содержится в 16 г кислорода?
3. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (П), 98%-ая серная кислота
и вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения 2.24 л
сернистого газа (н.у.)?
4. При обработке 11,14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13.14 г остатка. Определить состав исходной и
образовавшейся смеси.
5. Zn + NaNO2 + NaOH → Na2 [Za(OH)4] +NH3 + ...
Вариант 22.
1. Для нейтрализации 200 мл 0.5 M раствора азотной кислоты израсходовали 6.26
г смеси карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
2. Анализ газа показал, что соединение содержит 5.9% водорода и серу. Литр
этого газа весит 1.52 г (н.у.) Определить, какой это газ.
3. Сколько молекул содержится в 7 г аммиака?
4. Чему равен эквивалент КМnO4 при переходе его в Мn+2?
5. KMnO4 + SO2 + Н2О → MnO2 + SO4 2-....
Вариант 23.
1. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе
80%?
2. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
3. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
4. При окислении 12 г металла получено 16.8 г продукта реакции. Какой металл
был окислен и какой объём кислорода (н.у.) при этом израсходовали?
5. Fe2+ + К2Сr2О7 + Н+ → Fe3+ + Сr3+ +....
Вариант 24.
1. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
2. Чему равна молярность 10%-ой серной кислоты (ρ =1.11 г/мл)?
3. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р=101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
4. Через озонатор пропущено 15 л кислорода, 10% которого перешло в озон.
Какой объём занимает озонированный кислород?
5. СrС13 + Н2О2 + NaOH → СrО42- + ...
85
Вариант 25.
1. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
2. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
3. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(н.у.)?
4. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
5. PbS + Н2О2 → PbSO4 + ....
Вариант 26.
1. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
2. Сколько молей кислорода нужно для сжигания 16 кг серы?
3. При растворении в воде 1.6 г металла выделилось 0.896 л водорода (н.у.). Что
это за металл?
4. Определить плотность газовой смеси по гелию, содержащей 20% моноксида
углерода, 20% азота и 60% водорода.
5. FeS2 + О2 →
Вариант 27.
1. Определить объемы кислорода и воздуха, необходимые для сжигания 30 л
пропан-бутановой смеси, содержащей 60% пропана и 40% бутана.
2. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
3. Чему равна нормальность 4М Н3РО4 в реакции нейтрализации.
4. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 4.26л
(н.у.).
5. Н2О2 + KJ →
Вариант 28.
1. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия,
98%-ая серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
2. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
3. Сколько атомов содержится в 4 л азота (н.у.)?
4. Чему равна нормальность 2 М раствора серной кислоты в реакции образования
гидросульфата калия?
5. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Вr2 + ....
1.11 Примерный перечень вопросов к экзамену.
1.
2.
3.
4.
Водород в природе. Получение водорода.
Свойства и применение водорода.
Перекись водорода. Получение, свойства, применение.
Кремний в природе. Получение и свойства кремния.
86
5. Соединения кремния с водородом и галогенами.
6. Диоксид кремния. Получение, применение, свойства. Стекло.
7. Кремниевые кислоты и их соли.
8. Кислород в природе. Воздух.
9. Получение и свойства кислорода.
10. Озон. Получение, свойства.
11. Сера в природе. Получение серы.
12. Свойства и применение серы.
13. Сероводород. Получение и свойства.
14. Диоксид серы. Сернистая кислота. Получение и свойства.
15. Оксид серы (VI). Серная кислота. Получение и свойства.
16. Селен. Теллур. Получение, свойства.
17. Галогены в природе. Физические свойства.
18. Химические свойства галогенов.
19. Получение и применение галогенов.
20. Соединения галогенов с водородом.
21. Кислородсодержащие соединения галогенов.
22. Углерод в природе. Аллотропия углерода.
23. Химические свойства углерода.
24. Диоксид углерода. Угольная кислота.
25. Угарный газ.
26. Соединения углерода с серой и азотом.
27. Азот. Получение и свойства.
28. Аммиак. Соли аммония.
29. Фиксация атмосферного азота.
30. Оксиды азота. Азотная кислота.
31. Круговорот азота в природе.
32. Фосфор. Получение и свойства.
33. Фосфор в природе.
34. Оксиды и кислоты фосфора.
35. Минеральные удобрения.
36. Физические и химические свойства металлов.
37. Кристаллическое строение металлов.
38. Сплавы.
39. Коррозия металлов.
40. Щелочные металлы. Получение и свойства.
41. Комплексные соединения.
42. Алюминий. Получение и свойства.
43. Хром. Получение и свойства.
44. Марганец. Получение и свойства.
45. Железо в природе.
46. Физические свойства железа.
47. Сплавы железа.
48. Химические свойства железа.
49. Соединения железа.
50. Общая характеристика платиновых металлов.
1.11 Примерный перечень заданий экзамену.
1. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17.3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
87
2. При обработке 11.14 г хлоридов калия и цинка серной кислотой и выпаривании
досуха образовалось 13.14 г остатка. Определить состав.
3. Для нейтрализации 200 мл 0,5 М раствора азотной кислоты израсходовали 6.26
г смеси карбонатов калия и натрия. Определить состав смеси солей.
4. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком выделилось
1.904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
5. Определить массовую долю бромида калия, если из 200 г раствора выделилось
8 г брома. Какой объем хлора при Р=101.3 кПа и температуре 27°С при этом
израсходовали?
6. Определить концентрацию в растворе иодида калия, если известно, что при
обработке 100 г этого раствора дихроматом калия в кислой среде выделилось
76.2 г иода.
7. К раствору, содержащему 5.48 г сульфата и силиката натрия, прибавили
избыток хлорида бария, в результате чего образовалось 9.12 г смеси силиката и
сульфата бария. Определить состав исходной и образовавшейся смеси.
8. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать молярность
полученного раствора.
9. В лаборатории имеются хлорид калия, перманганат калия, гидроксид калия,
98%-ая серная кислота и вода. Как можно, используя эти реактивы, получить
жавелевую воду?
10. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого остатка.
Определить степень разложения нитрата калия.
11. Mассa 3.28 л смеси моноксида углерода и метана при 27°С и 3.75 атм. равна
10.4 г. Определить количество воздуха, необходимое для сжигания данной
смеси.
12. В лаборатории имеется гидрид кальция, оксид меди (П), 98%-ая серная кислота
и вода. Сколько граммов каждого вещества надо взять для получения 2.24 л
сернистого газа (н.у.)?
13. При разложении 80 г одноосновной кислоты, образованной пятивалентным
элементом, получился 71 г ангидрида этой кислоты. Каким элементом
образована кислота?
14. При разложении 8.06 г смеси бертолетовой соли и перманганата калия
выделилось 1.568 л кислорода (н.у.). Определить состав исходной смеси.
15. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г
цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80%
газа?
16. Сколько потребуется сульфида железа (II) и 7.3%-ой соляной кислоты (считая
50%-ый избыток), чтобы при пропускании газа, образующегося при их
взаимодействии, через раствор нитрата свинца выпало 2.39 г осадка?
17. При взрыве смеси, полученной из одного объема неизвестного газа и двух
объемов кислорода, образуется два объема СО2 и один объем азота. Найти
молекулярную формулу газа.
18. При обработке соляной кислотой 9.92 смеси карбидов кальция и алюминия
образовалось 4.48 л смеси метана и ацетилена (н.у.). Определить состав смеси
карбидов.
19. Анализ газа показал, что соединение содержит 5.9% водорода и серу. Литр
этого газа весит 1.52 г (н.у.) Определить, какой это газ.
20. Сколько моль азотной кислоты можно получить при окислении 5 л аммиака
(н.у.)?
21. Определить нормальность раствора, содержащего 15 г Са(НСО3)2 в 100 мл
воды.
88
1.12 Комплект экзаменационных билетов
(утвержден на заседании кафедры 08.12.08, протокол № 7)
Экзаменационный билет № 1
Вопрос 1. Водород в природе. Получение водорода. Свойства и применение
водорода.
Вопрос 2. Сколько грамм серы прореагирует с газом, выделившимся при
взаимодействии 6,5 г цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если
используется только 80% газа?
Экзаменационный билет № 2
Вопрос 1. Перекись водорода. Получение, свойства, применение. Перекись
водорода как восстановитель.
Вопрос 2. 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.
Экзаменационный билет № 3
Вопрос 1. Кислород в природе. Воздух. Получение и свойства кислорода. Озон.
Вопрос 2. Рассчитайте массу азота, который потребуется для получения аммиака,
массой 3,15 г. Производственные потери веществ составляют 15%.
Экзаменационный билет № 4
Вопрос 1. Сера в природе. Получение серы. Свойства и применение серы.
Вопрос 2. Серебро, массой 5,4 г, растворили в концентрированной азотной кислоте.
К полученному раствору прилили избыток раствора бромида натрия. Рассчитайте
массу образовавшегося осадка.
Экзаменационный билет № 5
Вопрос 1. Сероводород. Получение и свойства.
Вопрос 2. Вычислите массу технического алюминия (массовая доля алюминия
98,4%), который
потребуется для алюмотермического получения ванадия, массой 45,9 кг, из оксида
ванадия (V).
Экзаменационный билет № 6
Вопрос 1. Диоксид серы. Сернистая кислота. Получение и свойства.
Вопрос 2. Объясните, почему раствор хлорида алюминия имеет кислую реакцию.
Ответ подтвердите уравнениями реакций гидролиза (по всем ступеням).
Экзаменационный билет № 7
Вопрос 1. Оксид серы (VI). Серная кислота. Получение и свойства.
Вопрос 2. При растворении в растворе щелочи 2 г сплава алюминия с цинком
выделилось 1,904 л водорода (н.у.). Определить состав сплава.
Экзаменационный билет № 8
Вопрос 1. Галогены в природе. Физические свойства. Химические свойства
галогенов. Получение и применение галогенов.
Вопрос 2. Чугун содержит углерод в виде карбида (Fe3C). Массовая доля углерода в
чугуне равна 3,6%. Вычислите массовую долю карбида в чугуне.
89
Экзаменационный билет № 9
Вопрос 1. Соединения галогенов с водородом. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. В 500 мл воды растворили 23 г металлического натрия. Рассчитать
молярность полученного раствора.
Экзаменационный билет № 10
Вопрос 1. Углерод в природе. Аллотропия углерода. Химические свойства
углерода.
Вопрос 2. При нагревании 6.06 г нитрата калия образовалось 5.34 г твердого
остатка. Определить степень разложения нитрата калия.
Экзаменационный билет № 11
Вопрос 1. Диоксид углерода. Угольная кислота. Угарный газ. Соединения углерода
с серой и азотом.
Вопрос 2. Железо, массой 7 г, прореагировало с хлором (в избытке). Полученный
хлорид
растворили в воде, массой 200 г. Вычислите массовую долю соли в полученном
растворе.
Экзаменационный билет № 12
Вопрос 1. Азот. Получение и свойства.
Вопрос 2. Оксид хрома (VI), массой 2 г, растворили в воде, массой 500 г.
Рассчитайте массовую
долю хромовой кислоты H2CrO4 в полученном растворе.
Экзаменационный билет № 13
Вопрос 1. Аммиак. Соли аммония. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Смесь Mg и его оксида массой 5,1 г обработали соляной кислотой. При
этом выделилось 3,74 л водорода. Определить процентный состав смеси.
Экзаменационный билет № 14
Вопрос 1. Оксиды азота. Азотная кислота. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. К оксиду серы (IV), массой 3,2 г, добавили кислород, массой 2,4 г.
Вычислите объемную долю оксида серы в полученной газовой смеси.
Экзаменационный билет № 15
Вопрос 1. Фосфор. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия. Напишите
уравнения реакций, протекающих при этих процессах.
Экзаменационный билет № 16
Вопрос 1. Оксиды и кислоты фосфора. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Вычислите массовую долю углерода в карбонате натрия и
гидрокарбонате натрия.
Экзаменационный билет № 17
Вопрос 1. Кристаллическое строение металлов. Физические и химические свойства
металлов.
Вопрос 2. 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.
90
Экзаменационный билет № 18
Вопрос 1. Щелочные металлы. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия и 70%-ой серной кислоты
прореагировали без нагревания, если объём выделившегося газа составил 4.48 л
(н.у.).
Экзаменационный билет № 19
Вопрос 1. Алюминий. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. В серной кислоте растворили магний, массой 6 г, и медь, массой 6,5 г.
Определите объем водорода, измеренный при н.у., который выделится при этом.
Экзаменационный билет № 20
Вопрос 1. Хром. Получение, применение, свойства.
Вопрос 2. При термическом разложении 25 г карбоната кальция образовалось 17,3 г
твердого остатка. Определить степень разложения карбоната.
Экзаменационный билет № 21
Вопрос 1. Железо. Физические и химические свойства железа. Сплавы железа.
Вопрос 2. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при
выходе 80%?
Экзаменационный билет № 22
Вопрос 1. Общая характеристика благородных газов. Гелий, нахождение в природе,
получение, применение, физические и химические свойства.
Вопрос 2. При взаимодействии железа, массой 28 г, с хлором образовалась смесь
хлоридов железа (II) и (III), массой 77,7 г. Рассчитайте массу хлорида железа (III)
в полученной смеси.
Экзаменационный билет № 23
Вопрос 1. Диоксид кремния. Получение, применение, свойства. Кремниевые
кислоты и их соли.
Вопрос 2. Вычислите массу технического алюминия (массовая доля алюминия
80,5%), который
потребуется для алюмотермического получения магния, массой 50 кг, из оксида
магния.
Экзаменационный билет № 24
Вопрос 1. Кремний в природе. Получение и свойства кремния. Соединения
кремния с водородом и галогенами.
Вопрос 2. Рассчитайте объем SO2, который потребуется для получения серной
кислоты, массой 15 кг. Производственные потери веществ составляют 15%.
Экзаменационный билет № 25
Вопрос 1. Магний. Нахождение в природе, получение, физические и химические
свойства, применение.
Вопрос 2. Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии
6,0 г магния с избытком разбавленной серной кислоты, если используется 90% газа?
Экзаменационный билет № 26
Вопрос 1. Кальций. Нахождение в природе, получение, физические и химические
свойства, применение.
Вопрос 2. Для получения чистого железа используют электролиз водного раствора
сульфата железа (II). Напишите уравнения реакций, протекающих при этих
91
процессах.
Экзаменационный билет № 27
Вопрос 1. Химические свойства концентрированных неорганических кислот (в т.ч.
серной и азотной).
Вопрос 2. Смесь кальция и его оксида массой 5.1 г обработали соляной кислотой.
При этом выделилось 3.74 л водорода (н.у.). Определить процентный состав смеси.
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 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для
оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
Модуль «Неорганическая химия»
Посещение лекций – 80 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 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.
ЛБ №6 – до 10 баллов.
ЛБ №7 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №10 – до 10 баллов.
Зачетное тестирование – 20 баллов.
Итого: 350 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
студентом в строго определенные сроки в соответствии с учебным календарным планом.
92
Целью самостоятельной работы студента является подготовка тестированию по
соответствующим темам и экзамену.
Для оценки 5 сумма баллов за все модули должна быть не менее 300, для оценки 4
– не менее 230 баллов и для оценки 3 – не менее 170 баллов. Если оценка студента не
устраивает или он набрал менее 170 баллов, студент сдает экзамен по дисциплине.
Модуль № 3 «Аналитическая химия»
1.6 Содержание дисциплины.
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное
распределение учебного времени:
п/п
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
Наименование раздела, темы
Количество часов
Предмет и задачи аналитической химии
Основы качественного анализа
Аналитические реакции
Гидролиз солей
Теория сильных электролитов
Окислительно-восстановительные реакции
Классификация катионов
Гетерогенные системы, ПР
Основы объёмного анализа
Кислотно-щелочное титрование
Редоксметрия
ВСЕГО
Всег
о
ауд.
1
2
4
6
4
6
8
2
4
1
2
40
ЛК
1
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
20
ПР/
СМ
2
2
2
2
2
10
ЛБ
Сам.
раб.
2
4
2
2
10
1
2
4
6
4
6
8
2
4
1
2
14
1.6.2 Содержание разделов дисциплины.
Тема 1. Предмет и задачи аналитической химии.
Анализ и синтез. Предмет и задачи аналитической химии. Связь аналитической химии
с другими науками и её значение для контроля окружающей среды. Качественный и
количественный анализ. Методы анализа: химические, физические, физико-химические.
Аналитические проблемы: снижение пределов обнаружения, повышение точности,
экспрессность анализа, локальность и анализ без разрушения, микро- и
ультрамикроанализ.
Основные типы реакций и процессов в химическом анализе: кислотно-основные,
окислительно-восстановительные
комплексообразования,
осаждения-растворения,
сорбции и экстракции. Задачи и выбор метода обнаружения и идентификация атомов,
ионов, молекул и веществ.
Тема 2. Основы качественного химического анализа.
Основы качественного анализа. Методы качественного анализа. Макро-, микро- и
полумикрометоды. Капельный анализ. Мокрые и сухие методы анализа. Методы,
основанные на нагревании, сплавлении и прокаливании веществ. Основные методы
разделения
и
концентрирования:
экстракция,
осаждение,
хроматография.
Микрокристаллоскопические методы.
93
Тема 3. Аналитические реакции.
Понятие об аналитических реакциях и реактивах. Техника выполнения анализа Общие и
частные аналитические реакции. Реакции обнаружения и разделения ионов.
Специфичность и чувствительность аналитических реакций при обнаружении отдельных
элементов.
Объекты окружающей среды: воздух, природные и сточные воды почвы, донные
отложения; цели и особенности их анализа.
Органические и полимерные вещества. Особенность их анализа. Контроль за
выбросами органических производств и нефтеперерабатывающих предприятий (фенолы,
нефтяные углеводороды).
Тема 4. Химическое равновесие в гомогенных системах.
Теория растворов в аналитической химии. Протолитическая теория кислот и оснований.
Равновесие в гомогенных средах. Сильные и слабые электролиты. Гидролиз солей.
Амфотерность. Комплексообразование в водных растворах.
Тема 5. Теория сильных электролитов.
Основные положения теории сильных электролитов. Понятие об активности и
коэффициенте активности. Ионизация воды. Водородный и гидроксидный показатели.
Вычисление рН в водных растворах кислот и оснований.
Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные процессы в аналитической химии. Окислительновосстановительный потенциал. Направление окислительно-восстановительных реакций.
Влияние концентрации,
реакции среды
и
температуры
на
окислительновосстановительный потенциал. Уравнение Нернста.
Тема 7. Качественный анализ катионов и анионов.
Качественный анализ катионов. Аналитическая классификация катионов при кислотноосновном методе анализа. Кислотно-основная схема проведения анализа смеси катионов.
Качественный анализ анионов. Аналитическая классификация анионов. Аналитические
реакции анионов I и II аналитической группы.
Тема 8. Гетерогенные системы. Произведение растворимости.
Гетерогенные равновесия в системе «раствор — осадок».
Произведение
растворимости. Вычисления растворимости.
Основы весового анализа (гравиметрия). Техника работы в гравиметрическом анализе.
Расчеты в гравиметрическом анализе.
Геологические объекты и особенности их анализа. Анализ силикатов, карбонатов,
полиметаллических руд.
Тема 9. Основы объёмного анализа.
Основы объёмного анализа. Понятие о титровании и титре. Связь между титром и
нормальностью. Титриметрические методы анализа: кислотно-основной, окислительновосстановительный, комплексонометрический. Расчёты в титриметрическом анализе.
Тема 10. Кислотно-щелочное титрование
Общая характеристика метода кислотно-основного титрования. Индикаторы и их
использование в титровании. Расчёты рН в точке эквивалентности и выбор индикатора.
94
Тема 11. Редоксметрия
Окислительно-восстановительные методы объёмного анализа: иодометрия и
перманганатометрия. Определение металлов, нитратов, сульфитов редокс-методами.
Тема 12. Физико-химические (инструментальные) методы анализа.
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. Кулонометрическое 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.
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения
Наименование
раздела, темы
1. Предмет и
задачи
аналитической
химии
2. Основы
качественного
химического
анализа
3. Аналитические
реакции
4. Химическое
равновесие в
гомогенных
системах
Формы самостоятельной работы
Вопросы для самостоятельного изучения:
Предмет и задачи аналитической химии.
Связь аналитической химии с другими
науками и её значение для контроля
окружающей среды.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Методы качественного анализа.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Реакции обнаружения и разделения ионов.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Протолитическая
теория
кислот
и
оснований. Гидролиз солей. Амфотерность.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Колво
часов
Форма
контроля
Доклад
1
Обсуждение
1
1
Обсуждение;
опрос на
занятии
2
Проверка
упражнений;
решений задач
95
5. Теория сильных
электролитов
6. Окислительновосстановительные реакции
7. Качественный
анализ катионов и
анионов
8. Гетерогенные
системы.
Произведение
растворимости.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Активность и коэффициент активности.
Водородный и гидроксидный показатели.
Вычисление рН в водных растворах кислот и
оснований.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Окислительно-восстановительные процессы
в аналитической химии. Окислительновосстановительный
потенциал.
Направление
окислительновосстановительных реакций.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Аналитические группы катионов и анионов.
Выполнение упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Произведение растворимости.
Выполнение контрольных заданий по
разделу «Качественный анализ».
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
9. Основы
Вопросы для самостоятельного изучения:
объёмного анализа Титриметрические методы анализа.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
10. КислотноВопросы для самостоятельного изучения:
щелочное
Кислотно-основное
титрование. Расчёты
титрование
рН.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
11. Редоксметрия
Вопросы для самостоятельного изучения:
Иодометрия и перманганатометрия
Выполнение контрольных заданий по
разделу «Количественный анализ».
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
12. ФизикоКулонометрия.
Теоретические
основы
химические
метода, законы Фарадея. Кулонометри(инструментальческое титрование.
ные) методы
Спектральные
методы
анализа.
анализа.
Классификация спектральных методов.
Абсорбционная
молекулярная
спектроскопия. Основы фотометрического
качественного и количественного анализа.
Выполнение упражнений.
1
Проверка
упражнений;
решений задач
1
Проверка
упражнений;
решений задач
1
1
Опрос на
занятии;
составление
схем
разделения и
определения
ионов
Обсуждение;
проверка
решений задач
2
Проверка
решений задач
1
Обсуждение;
проверка
заданий и
задач
1
Проверка
контрольных
заданий
Обсуждение;
проверка
заданий.
1
96
ВСЕГО
14
1.7 Методические рекомендации по организации изучения дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий.
Практическое занятие №1 (2 часа)
Тема: Качественный анализ.
План:
1.
2.
3.
4.
Введение в анализ
Предмет, методы, задачи, аналитической химии
Частные и групповые качественные реакции
Кислотно-щелочной анализ катионов. Уравнения реакций.
Вопросы для обсуждения:
1. По какому принципу делят катионы на шесть аналитических групп?
2. Как окрашивают пламя горелки катионы К+, Са+, Ва+, Na+ ?
3. Что такое маскировка ионов?
4. Дробный анализ анионов (Cl-, SO42-, CO32-, NO3-, CH3COO-, Br-, I-)
Задания для самостоятельной работы:
1. Описать ход и порядок разделения и определения катионов в заданных смесях
2. Привести необходимые уравнения реакций;
Смеси типа:
1.
NH4+, Hg2+, Fe2+
2.
K+, NH4+, Li+
3.
Ag+, Pb2+, Ba2+, Sb3+
4.
Ba2+, Mn2+, Bi3+
5.
Na+, Ag+, Pb2+, Co2+
6.
Pb2+, Cr3+, Co2+, Cd2+
7.
K+, Pb2+, Mg2+, Co2+
Литература:
1. Логинов В.А. и др., Аналитическая химия. – М.: ВШ, 1986
2. Логинов В.А. и др., Сборник задач по аналитической химии. – М.: ВШ, 1986
3. Крешков Г.А. Основы аналитической химии. – В 3 т. – М.: ВШ, 1982.
4. Мень Е.С., Мень С.А. Аналитическая химия. Качественный анализ катионов и
анионов. Мурманск: МГПИ, 2001.
Практическое занятие № 2 (2ч.)
Тема: Сильные и слабые электролиты.
План:
1. Константа и степень диссоциации.
2. Гидролиз солей.
3. Произведение растворимости.
97
Вопросы для коллективного обсуждения
1.Понятия константы и степени диссоциации.
2. Расчет константы и степени диссоциации.
3. Особенности гидролиза солей по катиону.
4. Особенности гидролиза солей по аниону.
5. Условия необратимости гидролиза.
6. Расчет степени и константы гидролиза.
7. Расчет растворимости и произведения растворимости для малорастворимых
соединений.
Расчетные задачи:
8. Вычислите степень диссоциации хлорида натрия в 0,1 М растворе.
9. Вычислите степень гидролиза карбоната натрия в 0,2 М растворе.
10. Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
11.Вычислите pH 0,3 м раствора гидрокарбоната натрия.
12. Определить константу диссоциации кислоты, если в 0,1 М растворе степень ее
диссоциации 25%.
Задания для самостоятельной работы
1. В 0,5 л раствора содержится 4,1 г СН3СОONa. Вычислить рН и степень гидролиза
соли.
2. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН 2РО4 и
25 мл 0,2М К2НРО4.
3. Вычислить, какой объем раствора нитрата серебра концентрации 40 мг · мл-1
потребуется для полного осаждения хлорид-иона, содержащегося в 1 г чистого
хлорида натрия.
4. Рассчитать рН раствора, полученного при добавлении к 500 мл 0,1 М раствора
хлороводородной кислоты 8,2 г кристаллического ацетата натрия.
5. Рассчитать для 0,1 М раствора бензоата натрия константу гидролиза, рН и степень
гидролиза.
6. Рассчитать равновесную концентрацию ионов меди, если в 100 мл раствора
содержится
0,16
г
сульфата
меди(II)
0,6
г
аммиака.
При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок
гидроксида меди(II) из 0,001 М раствора [Cu(NH3)4]2+.
7. Вычислите степень диссоциации хлорида натрия в 0,1 М растворе.
8. Вычислите степень гидролиза карбоната натрия в 0,2 М растворе.
9. Вычислите pH 0,3 м раствора гидрокарбоната натрия.
10. Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
Литература
1.Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
2.Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
3.Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М. .-Химия. 1972.
4.Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
5.Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия. т.1-2,М.:Химия,
1990.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
Практическое занятие №3 (2ч.)
Тема: Буферные системы.
98
План:
1. Понятие о буферных системах.
2. Понятие о буферной ёмкости.
3. Хозяйственное и биологическое значение буферных систем.
Вопросы для обсуждения:
1. Общая (аналитическая) и активная концентрация?
2. Условная константа равновесия, их показатели (рК)?
3. Шкала рН как мера кислотности среды.
4. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований.
5. Назовите примеры буферных растворов, охарактеризуйте механизм их действия.
7. Буферная ёмкость системы?
8. Охарактеризуйте хозяйственное и биологическое значение буферных систем.
9. Вычислите буферную ёмкость 10 мл раствора, содержащего 0,1 М СН3СООН и
СН3COONa.
10. Вычислите буферную ёмкость 30 мл раствора, содержащего 0,1 М NH4OH и NH4Cl.
Задания для самостоятельной работы:
1. К 0,5 М раствору уксусной кислоты добавлена хлороводородная кислота до рН=0,5.
Рассчитать степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ацетат-ионов в
полученном растворе.
2. 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?
3. К 20 мл 0,1 М раствору аммиака прибавили 10 мл 1 М раствора гидроксида натрия.
Рассчитать рН полученного раствора.
4. 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?
5. Сколько грамм формиата калия нужно прибавить к 1 литру 2н. раствора муравьиной
кислоты, чтобы получилась буферная смесь с рН равным 2.
6. 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?
7. 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.
8. Рассчитать молярную растворимость (моль/л) и массовую растворимость (г/л) фосфата
бария в 0,025 М растворе фосфата натрия.
Литература:
Логинов В.А. и др., Аналитическая химия. – М.: ВШ, 1986
Логинов В.А. и др., Сборник задач по аналитической химии. – М.: ВШ, 1986
Крешков Г.А. Основы аналитической химии. – В 3 т. – М.: ВШ, 1982.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
Практическое занятие № 4(2 ч.)
Тема: Титриметрические методы анализа.
План:
99
1.Общие сведения о титриметрии.
2.Кислотно-основное титрование.
3.Окислительно-восстановительное титрование.
4.Титрование методом осаждения.
5.Комплексометрическое титрование.
Вопросы для обсуждения:
1. Охарактеризуйте прямые и косвенные методы титрования.
2. Охарактеризуйте метод остатков (обратное титрование).
3. Сформулируйте закон эквивалентов в анализе.
4. Точка эквивалентности и методы ее установления?
5. Какие индикаторы применяют при титриметрическом анализе?
6. Охарактеризуйте кислотно-основное титрование.
7. Охарактеризуйте методы перманганато- и иодометрии.
8. Назовите примеры использования перманганато- и иодометрии в определении железа,
нитратов, активного хлора.
9. 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 %.
10. 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.
Задания для самостоятельной работы:
1. Сколько надо добавить раствора азотной кислоты с титром 0,006497 г · мл-1 к 500 мл
раствора этой же кислоты с титром 0,005601 г · мл-1, чтобы получить точно 0,1000 н.
раствор?
2. 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.
3. 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.
4. 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).
5. 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?
6. 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?
7. 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.
8. 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
100
эквивалента KMnO44; б) титр KMnO4; в) титр KMnO4 по Na2C2O4; г) поправочный
коэффициент раствора KMnO4.
9. 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.
10. Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в
анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.
Литература
1.Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
2.Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
3.Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М.:Химия. 1972.
4.Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
5.Меркушева С. А., Методика решения задач по аналитической химии.
Минск: Высшая школа, 1985.
6.Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
Практическое занятие №5 (2ч.)
Тема: Физико-химические методы анализа.
План:
1. Электрохимические методы анализа.
2. Полярография.
3. Кулонометрическое титрование.
4. Спектральные методы анализа.
5. Хроматографические методы анализа.
Вопросы для обсуждения:
1. Охарактеризуйте потенциометрический метод анализа.
2. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика.
3. Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование.
Назовите области применения потенциометрического метода, его преимущества и
недостатки.
4. Охарактеризуйте полярографический метод анализа.
5. Охарактеризуйте амперометрическое титрование с одним индикаторным электродом.
6. Назовите области применения полярографического метода, его преимущества и
недостатки.
7. Охарактеризуйте кулонометрическое титрование.
8. Назовите
законы Фарадея, лежащие в основе данного метода.
9. Назовите области применения кулонометрического титрования, его преимущества и
недостатки.
10. Охарактеризуйте спектральные методы анализа.
11. Классификация спектральных методов?.
12. Назовите особенности абсорбционной молекулярной спектроскопии.
13. Назовите хроматографические методы анализа.
14. Охарактеризуйте основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная,
осадочная, ионнообменная и газовая.
101
15. 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.
16. 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.
Задания для самостоятельной работы:
1. 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?
2. 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.
3. 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.
4. 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.
5. 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?
6. 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.
7. 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?
8. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции. Решите
вопрос о возможности течения реакции.
HNO3+NH4+=N2+H++2H2O
Литература
Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М.:Химия. 1972.
Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
Меркушева С. А., Методика решения задач по аналитической химии.
Минск: Высшая школа, 1985.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ
102
Лабораторная работа №1(2ч.)
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
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
103
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
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
Условия
проведения
реакции
2н HCl
NaOH
NaOH
NH4OH
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+
+ 2I-→
H2 [PbI4 ]
104
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:
 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
105
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 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+?
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
приходится встречаться только с соединениями свинца ( II ).
106
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,
107
сливать в специальный слив. После работы тщательно мыть руки с мылом. Не принимать
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:
108
 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 наличие и она свинца.
109
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 №2(2ч.)
Тема: Качественный анализ катионов второй группы
Реакции Ва2+ - ионов
1. К 3-5 каплям исследуемого раствора прибавляют столько же родизоната натрия.
Образуется буро-красный осадок:
СО-СО-СО -Na
СО-СО-СО
2+
Ва
+


----------


Ва  + 2 Na +
СО- СО-СО-Na
СО-СО-СО
2. В полученный раствор помещают нихромовую проволоку, затем вносят её в бесцветное
пламя горелки. В присутствии ионов бария пламя окрашивается в жёлто-зелёный цвет.
Реакции Са2+ -ионов
1. В анализируемый раствор погружают очищенную нихромовую проволоку, потом
вносят её в бесцветное пламя горелки. В присутствии кальция пламя окрашивается в
кирпично-красный цвет.
2. К 1-2 мл раствора прибавляют 1 мл гексацианоферрата (II) калия и столько же раствора
аммиака и хлорида аммония. В присутствии ионов Са2+ образуется белый осадок:
Са2+ + 2 NH4+ +  Fe(CN)6  4- == (NH 4)2Ca  Fe(CN)6   .
Реакцию выполняют при рН  7 , что достигается введением в раствор буферной
аммиачной смеси: NH4OH + NH4Cl , поддерживающей рН около 9.
Ионы бария и стронция мешают открытию кальция.
3. На предметном стекле к капле анализируемого раствора добавляют каплю 6 н серной
кислоты и осторожно выпаривают на водяной бане до начала кристаллизации ( но не
досуха). В присутствии ионов кальция образуются кристаллы состава CaSO4 .2H2O в
виде длинных игл. Кристаллы хорошо видны в микроскоп.
Реакции Sr2+ - ионов
1. В пробирку помещают 2-3 капли анализируемого раствора и прибавляют несколько
капель серной кислоты или сульфата аммония. В присутствии Sr 2+ выпадает белый
осадок.
2. Сульфат стронция может также выпадать при действии на раствор гипсовой воды:
Sr2+ +
CaSO4
-------
SrSO4  + Ca2+ .
3. Sr можно определить в виде красного осадка родизоната стронция, растворимого на
холоду в соляной кислоте в отличие от родизоната бария. Так можно обнаружить
стронций и барий при совместном их присутствии.
Контрольные вопросы
110
1. Что является групповым реактивом катионов второй аналитической группы ?
2. Какова роль этанола при осаждении катионов второй группы?
3. На чём основан перевод сульфатов в карбонаты, и для чего это делается?
4. Почему перевод сульфатов в карбонаты проводят с использованием
концентрированного раствора или кристаллов карбоната натрия ?
5. Почему при добавлении дихромата к раствору катиона Ва2+ выпадает осадок хромата
,а не дихромата бария?
6. Какова роль буферной аммиачной смеси при обнаружении кальция жёлтой кровяной
солью?
7. Как обнаружить барий и стронций при их совместном присутствии в растворе?
8. С какой целью при обнаружении Ва2+ к раствору дихромата добавляют ацетат натрия?
9. Рассчитайте соотношение концентраций ацетата натрия и уксусной кислоты для
получения буферной смеси с рН = 5.
10. Как проверить полноту перехода сульфатов в карбонаты?
Лабораторная работа №3 (2ч.)
Тема: Качественный анализ катионов третьей группы.
Реакции Al 3+ - ионов
1. 1-2 капли раствора помещают в коническую пробирку, добавляют каплю 6 н раствора
уксусной кислоты и 2-3 капли 0,1% -го раствора алюминона. Смесь нагревают в кипящей
водяной бане, тщательно перемешивают и 1-2 капли карбоната аммония. В присутствии
алюминия образуется розово-красный осадок; если алюминия нет, то розовый раствор
обесцвечивается.
2. К 1-2 каплям уксуснокислого растволра добавляют в конической пробирке каплю
насыщенного раствора морина в метиловом спирте.В присутствии алюминия наблюдается
зелёная флуоресценция. (Флуоресценция наблюдается только при дневном освещении).
3. 2-3 капли исследуемого раствора помещают в пробирку, добаляют равное количество
2н раствора аммиака, 1-2 капли 0,2%-го раствора ализарина,прибавляют по каплям
раствор уксусной кислоты до исчезновения фиолетовой окраски. В присутствии
алюминия образуется красный лак следующего состава:
Al(OH) C14 H5O2 (OH)2 SO3 2 .
4. 2-3 капли исследуемого раствора помещают в пробирку, добавляют 2 капли 2 н
раствора ацетата натрия и нагревают на водяной бане. В присутствии ионов алюминия
образуется белый осадок основной уксуснокислой соли алюминия:
Al 3+ + 3 CH3 COO- + 2 H2 O = CH3COOAl(OH)2 + 2 CH3 COOH
5. 2-3 капли исследуемого раствора нагревают в пробирке на водяной бане, добавляют 2-3
капли ацетатного буферного раствора (рН 5) и прибавляют 1 каплю уксуснокислого
раствора 8-оксихинолина С9 Н6 N (OH). В присутствии алюминия образуется зеленоватожёлтый кристаллический осадок оксихинолята алюминия.
Реакции Cr 3+ -ионов
1. На присутствие иона хрома указывает жёлтый цвет раствора, содержащего CrO42-ионы.
2. На капельной пластинке к капле раствора добавляют каплю дифенилкарбазида. В
присутствии хромат-ионов появляется красно-фиолетовое окрашивание.
3. На фильтровальной бумаге к капле исследуемого раствора добавляют каплю 6 н
уксусной кислоты и каплю ацетата бензидина. В присутствии хромата появляется синезелёное пятно.
4. Анализируемый раствор в фарфоровом тигле упаривают
до объёма 3-4
капли,подкисляют 6 н серной кислотой,охлаждают и добавляют несколько капель
пероксида водорода.Синее,быстро исчезающее окрашивание указывает на наличие
хромата:
O
O
111
Cr2O7 2- + 4 H2O2 + 2 H+ ----2
Cr
+
O 
O
O
пероксохромат
5 H2O.
H-O-O
Cr2 O7 2- + 4 H2 O + 2 H+
O
+ 3 Н2О
H-O-O
O
надхромовая кислота
---- 2
Cr
Реакции Zn2+ - ионов
1.На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю очень
разбавленного раствора соли кобальта и каплю аммония тетрароданортути (II). В
присутствии цинка образуется голубой осадок:
Zn 2+ + Co2+ + 2 [Hg(SCN)4 ]2- = ZnCo[ Hg(SCN)4 2
_____________________
2. На предметном стекле к капле анализируемого раствора добавляют каплю раствора
гексацианоферрата (II) калия, В присутствии ионов цинка выпадает белый осадок:
3 Zn 2+ + 2 K+ + 2  Fe(CN)6 4- = K2 Zn3  Fe (CN)62 
___________________
4.
На предметном стекле к капле исследуемого раствора добавляют каплю
гексацианоферрата (III) калия. В присутствии Zn образуется жёлтый осадок:
Zn 2+ + K+ +  Fe(CN)63- = KZn Fe(CN)6  
4. На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю 6 н серной
кислоты, каплю раствора диэтиланилина и каплю раствора гексациано феррата (III) калия.
В присутствии цинка появляется оранжевое окрашивание:
Zn2+ оранжевое окрашиC 6H 5N(C2H 5 )2 +K 3Fe(CN)6  ---- вание продуктов окис- + K4 Fe(CN)6
ления диэтиланилина
5. На капельной пластинке к капле исследуемого раствора добавляют каплю раствора
дитизона и каплю хлороформа или четырёххлористого углерода. В присутствии ионов
цинка пявляется ярко-красное окрашивание:
NH-NH-C 6H5
N- NH - C6 H5
S=C
+ Zn2+
---------
N = N - C6 H 5
дитизон ( дифенилтиокарбазон)
C- S - Zn/2
N = N - C6 H
дитизонат цинка
5
Контрольные вопросы
1. Как называются свойства, характерные для гидроксидов алюминия, цинка и хрома?
Гидроксиды каких из известных вам элементов обладают подобными свойствами?
2. Составьте уравнение реакции окисления хрома бромом в щелочной среде.
3. Почему в осадке 7 не Mn(OH)2 ,а MnO(OH) 2 ? HgO, a не Hg(OH)2 ?
4. Объясните механизм растворения гидроксида магния в хлориде аммония.
5. Рассчитайте рН в 0,1 М растворе нитрата цинка.
6. В виде какого соединения будет осаждаться цинк из раствора его хлорида при
добавлении соды?
7. Какова роль ионов Zn2+ в реакции с диэтиланилином?
8. Какие способы разрушения комплексов вам известны ?
9. Что такое константа нестойкости комплексного соединения?
10.Почему при осаждении цинка используют не карбонат аммония, а карбонат натрия ?
112
Лабораторная работа № 4 (2ч.)
Тема: Качественный анализ анионов.
Анионы делятся на три группы. Первая группа SO42-, СО32-, PO43- и др. Групповым
реагентом является хлорид бария при рН=7. При этом образуются белые осадки. Вторая
группа Сl-, I-, S2-, SО32-, SeО32-, F-, SiO32-... Групповым реагентом является раствор нитрата
серебра в присутствии азотной кислоты (рН<2). При этом выпадает соответственно белый,
желтый, черный осадки. К третьей группе относится ион NO3- и другие, группового
реагента нет.
В большинстве случаев анионы можно открывать дробным методом, поэтому
групповые реагенты применяются только для обнаружения наличия той или иной группы
анионов.
10.1 Специфические реакции на анионы I, II, III групп.
10.1.1 Сульфат-ион SO42-. Реакция с хлоридом бария в кислой среде. 2-3 капли
исследуемого раствора подкислить соляной кислотой и прибавить 2-3 капли хлорида
бария. В присутствии сульфат-иона выпадает белый нерастворимый в кислой среде осадок
ВаSO4
10.1.2 Карбонат-ион СО32- открывается двумя путями:
1) реакция с известковой водой выполняется следующим образом: в одно колено
двойной пробирки налить 0,5 мл известковой воды Са(ОН)2, а в другое — пять капель
исследуемого раствора и соляной кислоты. Закрыть пробирку пробкой. Известковая вода
в присутствии углекислого газа мутнеет:
СО32- + 2Н+ = СО2↑ + Н2О
СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + Н2О
2) несколько капель задачи осторожно упарить и на сухой остывший осадок прилить
раствор соляной кислоты. Интенсивное выделение пузырьков газа СО2 свидетельствует о
наличии карбонат-ионов.
10.1.3 Фосфат-ион PO43- открывается реакцией с молибденовой жидкостью. К 1-2
каплям исследуемого раствора прилить 8-10 капель молибденовой жидкости (раствор
(NH4)2МоO4 в HNO3), нагреть в водяной бане. Через некоторое время выпадает
кристаллический осадок фосфоромолибдата аммония:
РО43- + ЗNН4+ + 12МоO42- + 24Н+ →(NН4)3[РМо12О40] ↓ + Н2О
Осадок выпадает только при большом избытке молибденовой жидкости. Мешают
реакции ионы-восстановители: S2-, Сl-.
10.1.4 Хлорид- ион (Cl-). Реакция с нитратом серебра. К 2-3 каплям исследуемого
раствора прилить азотной кислоты до рН=2, 2-3 капли нитрата серебра AgNO3 - выпадает
белый творожистый осадок AgCl. К отцентрифугированному осадку прилить раствор
аммиака до явного запаха. Получается растворимое комплексное соединение
[Ag(NH3)2]C1, при добавлении к раствору которого HNO3 до рН<5 выпадает осадок AgCl
(может наблюдаться только помутнение раствора).
10.1.5 Иодид-ион I-. Окисление нитритом натрия. В пробирку прилить 3-4 капли
исследуемого раствора, подкислить кислотой до рН<7 и бросить несколько кристалликов
NaNO2. Выделяется свободный йод – раствор окрашивается в бурый цвет или выпадают
кристаллы темно-серого цвета.
10.1.6 Сульфид-ион S2-. Реакция с нитропруссидом натрия. К 1-2 каплям исходного
раствора прилить щелочи до рН>7 и 1-2 капли нитропруссида натрия. Раствор
окрашивается в красно-фиолетовый цвет. Реакция идет только в щелочной среде с ионом
S2-. Сульфид-ион можно обнаружить по запаху сероводорода при подкисление раствора
соляной кислотой.
10.1.7 Нитрат-ион NO3- можно открыть двумя реакциями.
113
1) Реакция с солью Мора. На предметное стекло насыпать горкой сухой соли Мора.
С одной стороны этой горки налить 1 каплю концентрированной серной кислоты, а с
другой стороны исследуемый раствор. В середине появляется темное пятно:
6Fe2+ + 2NO3- + ЗН+ → 6Fe3+ + 2NO3- + 4Н2О
NO + Fe2+ +SО42- → [Fe(NO)SO4]
Реакции мешают йодид-ионы, поэтому их сначала удаляют.
2) Реакция с дифениламином. Если отсутствует йодид-ион I-, то к двум каплям
исследуемого раствора прилить две капли дифениламина. Если наблюдается посинение,
то есть NO3-.
Лабораторная работа №5 (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 120125 оС.
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
10-20 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
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.
114
Название работы:
«Определение
кристаллогидрате хлорида бария».
содержания
кристаллизационной
воды
в
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.
Отсюда X=
0,5046

100

14,76.
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
100
0,01

0,07%.
D0= 14,75
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
1.8.1 Рекомендуемая литература учебные издания
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. – М.: Химия, 1971.
115
2. Мень Е.С., Мень С.А. Аналитическая химия. Качественный анализ катионов и
анионов. Мурманск: МГПИ, 2001.
3. Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ,
2000.
4. Пономарев В. Д. Аналитическая химия. Книги 1 и 2. – М.: Химия, 1982.
5. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия. Книги 1 и 2. – М.: Химия, 2001.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Алексеев В. Н. Количественный анализ. – М.: Химия, 1972.
2. Алексеев В. Н. Курс качественного химического полумикроанализа. – М.: Химия,
1979.
3. Алексеева Г. М. Анализ анионов. Методические указания. -СПб.: СПХФА, 1995.
4. Задачник по аналитической химии. – М.: Химия, 1993.
5. Крешков А. П. Основы аналитической химии. Книги 1,2,3. – М.: Химия, 1976.
6. Сельдерханова Л. Б., Яковлев К.И., Дьяченко С. А. и др. Качественный химический
анализ катионов: Методические указания. - СПб.: СПХФА, 1998.
1.9
Материально-техническое обеспечение дисциплины
1.9.1 Перечень используемых технических средств:
Лабораторная посуда: пробирки, мерные цилиндры,бюретки, 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 реактивы для количественного и качественного анализа
(определение анионов и катионов)
1.9.2. Перечень используемых пособий:
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.
I. РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, КОНЦЕНТРАЦИИ, ГИДРОЛИЗ.
Вариант 1.
1. Определить константу диссоциации кислоты, если в 0,1 М растворе степень ее
диссоциации 25%.
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.
116
а) 9,98; h = 6,78 × 10-3%; б) 7,6; h = 1,8%; в) 10,95; h = 7,6 × 10-2%;
г) 8,88; h = 7,6 × 10-3%.
4. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН 2РО4 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 Н2SО4 (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?
а) 27,81 мл; б) 22,45 мл; в) 14,87 мл; г) 16,34 мл.
117
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%.
2. 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.
1.
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.
118
Вариант 9.
1. 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;
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.
Вариант 11.
1. Сколько г Nа2S находится в 100 мл раствора, если рН = 12,94? Вычислить степень
гидролиза соли.
а) 0,78 г; 88%; б) 0,82 г; 66%; в) 0,68 г; 8,8%; г) 1,18 г; 6,6%.
2. Вычислить рН полученного раствора, если в 1 л воды содержится 6 г СН3СООН и
82 г СН3СООNа.
а) 6,75; б) 4,76; в) 3,76; г) 5,75.
3. Определить рН в 10%-ом растворе метиламина. Кв = 4,24 × 10-4.
а) 9,08; б) 12,06; в) 10,44; г) 8,29.
4. 2 л аммиака (при Т= 298 К и нормальном давлении) растворили в 0,5 л воды.
Какова молярность полученного раствора?
а) 0,65М; б) 0,45М; в) 1,64М; г) 1,84М.
Вариант 12.
1. 1 л НСl (н.у.) растворили в 500 мл 0,1М раствора соляной кислоты. Какова
молярность полученного раствора?
а) 0,093М; б) 0,189М; в) 0,083М; г) 0,045М.
2. Сколько г Nа2С2О4 находится в 25 мл раствора, если рН = 8,28? Вычислить степень
гидролиза соли.
а) 0,078 г; 2,2%; б) 0,34 г; 1,2 × 10-3%;
в) 0,065 г; 0,9 × 10-3%; г) 0,0065 г; 9,7 × 10-2%.
3. Вычислить рН раствора, полученного смешением 15 мл 0,1М НСООН и 12 мл 0,2М
НСООNа.
119
а) 4,10; б) 3,21; в) 3,95; г) 3,75.
4. Определить рКв, если в 0,05М растворе пиридина степень диссоциации 1,85 × 10 2
%.
а) 5,23; б) 7,78; в) 8,56; г) 10,94.
Вариант 13.
1. Определить рН в 2%-ой монохлоруксусной кислоте. рКа = 2,865.
а) 11,25; б) 13,77; в) 12,22; г) 8,72.
2. 20 г NaСl растворили в 0,5 л воды. Какова молярность полученного раствора, если
плотность NaСl ρ = 2,16 г/см3.
а) 0,668М; б) 1,22М; в) 0,554М; г) 1,45М.
3. Сколько г КСN находится в 10 мл раствора, если рН = 11,1?
а) 0,65 × 10-2 г; б) 8,1 × 10-2 г; в) 7,6 × 10- г; г) 8,6 × 10-3 г.
4. 4Вычислить рН раствора, если к 2 л воды прибавили 23 г НСООН и 21 г НСООК.
а) 3,75; б) 4,66; в) 6,75; г) 3,45.
Вариант 14.
1. Сколько мл 0,4%-го раствора NаОН надо прибавить к 23 мл 0,2М Н3РО4, чтобы
получить раствор с рН = 2,3?
а) 22,67 мл; б) 43,5 мл; в) 34,2 мл; г) 27,8 мл.
2. Определить [Н+] и [С6Н6О72-] в 1%-ом растворе лимонной кислоты. рК1 = 3,13; рК2
= 4,76; рК3 = 6,40.
а) 1,96 × 10-3; 1,73 × 10-5; б) 2,8 × 10-3; 1,96 × 10-3;
в) 2 × 10-2; 1,86 × 10-6; г) 2,5 × 10-2; 2,3 × 10-4.
3. Какие массы 20%-ого и 40%-ого растворов НNO3 надо взять для приготовления 1 л
35%-ой кислоты (ρ = 1,214 г/мл)?
а) по 607 г; б) 214 г и 1000 г; в) 303,5 г и 910,5 г; г) 500,7 г и 713,3 г.
4. Смешано 40 мл 0,3М НСООК и 20 мл 0,15М КОН. Вычислить рН и степень
гидролиза соли.
а) 13,4; 4,5 × 10-5%; б) 11,47; 1,90 × 10-4%;
в) 11,1; 3,21 × 10-5%; г) 9; 1,67 × 10-6%.
Вариант 15.
1. Вычислить рН и степень гидролиза в 0,1М Nа2СО3, содержащем 0,1 моль/л NаОН.
а) 13; 2,13 × 10-1%; б) 12; 1,04 × 10-2%;
в) 11,1; 3,4 × 10-2%; г) 10,5; 2,3 × 10-3%.
2. Сколько г NаОН надо растворить в 100 мл 0,1М NaНСО3, чтобы получить раствор
с рН = 10,0?
а) 1,34 г; б) 0,143 г; в) 0,128 г; г) 1,22 г.
3. Определить степень диссоциации 0,05М растворе NH4ОН, если к нему добавили
0,01 моль NаОН. Кв = 1,8 × 10-5.
а) 2,1 × 10-2%; б) 2,1 × 10-3%; в) 1,8 × 10-3%; г) 1,8 × 10-1%.
4. Какие массы 30%-ого и 50%-ого растворов серной кислоты нужно взять для
приготовления 2,5 л 42%-ой кислоты (ρ =1,321 г/мл).
а) 1545,5 г и 1757 г; б) 1321 г и 1981,5 г;
в) 936 г и 2366,5; г) 1200 г и 2102,5 г.
Вариант 16.
120
1. Сколько г NаNO3 надо добавить к 1 л 15%-го раствора (ρ = 1,075 г/мл), чтобы
получить 20%-ый раствор.
а) 63,23 г; б) 33,86 г; в) 28,54 г; г) 67,18 г.
2. Вычислить рН раствора, если степень гидролиза в 0,05 КNО2 равна 5%.
а) 5,36; б) 4,57; в) 11,4; г) 9,3.
3. Сколько граммов NaНСО3 надо растворить в 30 мл 1%-го раствора NаОН, чтобы
получить раствор с рН = 10,0?
а) 0,87 г; б) 0,75 г; в) 1,56 г; г) 1,96 г.
4. Определить рН в 0,1%-ом растворе этиламина. (рКв=3,37).
а) рН = 11,49; б) рН = 10,98; в) рН = 10,46; г) рН=8.33.
II. РАСТВОРИМОСТЬ, СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ, ОБЪЁМНЫЙ АНАЛИЗ.
Вариант 1.
1. Вычислить произведение растворимости хромата серебра, если в 500 мл воды
растворяется 0,011 г Аg2СгО4.
а) 1,1 × 10-12; б) 2,8 × 10-11; в) 1,4 × 10-12; г) 2,3 × 10-10.
2. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,1М NaCl.
а) рН = 3,55; 2,4%. б) рН = 2,76; 1,7%;
в) рН = 2,77; 3,8%; г) рН = 5,89; 1,95%.
3. Вычислить нормальность раствора Н2SО4, титр которого равен 0,02446.
а) 0,5432 моль/л; б) 0,4653 моль/л; в) 0,5674 моль/л; г) 0,4988 моль/л.
4. Сколько граммов щелочи, содержащей 98% NаОН и 2% индифферентных
примесей, необходимо для приготовления 200 мл 0,1н раствора?
а) 0,3452 г; б) 0,4365 г; в) 0,8160 г; г) 1,890 г.
Вариант 2.
1. Какую навеску х.ч. безводной соды нужно взять, чтобы на её титрование
израсходовать 20 мл 0,1М Н2SО4?
а) 0,3425 г; б) 0,7735 г; в) 0,2120 г; г) 0,2317 г.
2. Вычислить произведение растворимости пирофосфата бария, если в 100 мл воды
растворяется 8,78 × 10-3 г Ва2Р2О7.
а) 1,5 × 10-11; б) 5 × 10-8; в) 2,4 × 10-7; г) 2,74 × 10-11.
3. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,05М СаС12.
а) рН = 3,55; 1,40; б) 2,76; 1,75%;
в) рН = 4,87; 2,13%; г) рН = 3,88; 1,97%.
4. Вычислить нормальность раствора, если ТHCl/KOH = 0,01353.
а) 0,242 моль/л; б) 0,3411 моль/л; в) 0,2243 моль/л; г) 1,0012 моль/л.
Вариант 3.
1. Вычислить нормальность раствора, если ТNaOH/SO3 = 0,02174.
а) 0,5745; б) 0,5431; в) 0,6743; г) 0,2344.
2. Вычислить нормальность Н2SО4, если к 10 мл её добавили избыток ВаCl2. Масса
полученного осадка после фильтрации, прокаливания и взвешивания оказалась
0,2762 г.
а) 0,1188 моль/л; б) 0,2331 моль/л; в) 0,1255 моль/л; г) 0,3357 моль/л.
3. Вычислить произведение растворимости селенита цинка, если в 200 мл воды
растворяется 1,95 × 10-2 ZnSeО3.
а) 3,3 × 10-2; б) 3,6 × 10-6; в) 2,6 × 10-7; г) 1,5 × 10-6.
4. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,05М АlСl3.
а) рН = 2,33; 1,96%; б) рН = 3,32; 2,88%;
в) рН = 3,67; 2,54%; г) рН = 2,73; 1,85%.
121
Вариант 4.
1. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,02М
Аl2(SО4)3.
а) рН = 2,65; 1,77%; б) рН = 3,44; 2,87%;
в) рН = 2,65; 1,88%; г) рН = 2,73; 1,85%.
2. Нормальность раствора NaOН равна 0,09981. Рассчитать титр NаОН.
а) 0,002289 г/мл; б) 0,003334 г/мл; в) 0,003992 г/мл; г) 0,003542 г/мл.
3. Определить нормальность раствора КОН, если на титрование 15,00 мл его
израсходовали 18,70 мл раствора НСl с титром 0,002864 г/мл.
а) 0,09782 моль/л; б) 0,08779 моль/л;
в) 0,07879 моль/л; г) 0,07897 моль/л.
4. Вычислить произведение растворимости роданида меди (I), если в 500 мл воды
растворяется 4,21 × 10-6 г СиSCN.
а) 2,6 × 10-12; б) 1,18 × 10-15; в) 3,1 × 10-9; г) 5,8 × 10-14.
Вариант 5.
1. Вычислить произведение растворимости бромата серебра, если в 200 мл воды
растворяется 0,35 г АgВrО3.
а) 2,2 × 10-4; б) 3,1 × 10-4; в) 3,5 × 10-5; г) 5,5 × 10-5.
2. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,8М NаС1.
а) рН = 2,72; 1,88%; б) рН = 6,99; 1,67%.;
в) рН = 4,44; 1,35%; г) рН = 5,78; 2,13%.
3. Вычислить нормальность раствора NаОН, титр которого равен 0,004020.
а) 0,1015 моль/л; б) 0,1005 моль/л; в) 0,1220 моль/л; г) 0,2345 моль/л.
4. Вычислить нормальность и титр раствора НСl, если на титрование 0,4217 г буры
(Na2В4О7 × 10Н2О) израсходовано 17,50 мл этой кислоты.
а) 0,4607 моль/л; 0,001264 г/мл; б) 0,3455 моль/л; 0,001245 г/мл;
в) 0,1264 моль/л; 0,004607 г/мл; г) 0,5433 моль/л; 0,001563 г/мл.
Вариант 6.
1. Какую навеску щавелевой кислоты Н2С2О4 × 2Н2О нужно взять, чтобы на её
титрование израсходовать 20,00 мл 0,1н NаОН?
а) 0,1261 г; б) 0,1454 г; в) 0,5640 г; г) 0,3422 г.
2. Вычислите произведение растворимости РbF2, если в 250 мл воды растворяется 5 ×
10-4 моль этой соли.
а) 3,8 × 10-9; б) 4 × 10-12; в) 2,5 × 10-7; г) 3,2 × 10-8.
3. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,2М СаС12.
а) рН = 3,56; 1,37%; б) рН = 2,78; 2,87%;
в) рН = 2,72; 1,9%; г) рН = 3,33; 1,56%.
4. Вычислить нормальность раствора, если ТNaON/CaO = 0,002914.
а) 0,1743; б) 0,1039; в) 0,1224; г) 0,1456.
1.11. 1 Примерный перечень вопросов к зачету.
Аналитическая химия. Основные этапы развития аналитической химии.
Методы аналитической химии.
Выполнение аналитических реакций. Условия выполнения.
Чувствительность, специфичность, способы повышения чувствительности
аналитических реакций.
5. Бессероводородный (кислотно-основной) метод деления на катионы. Дробный и
систематический ход анализа.
6. Растворы. Химическая теория растворов Д.И.Менделеева.
1.
2.
3.
4.
122
7. Образование растворов. Виды концентраций.
8. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Уравнение ДебаяХюккеля.
9. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда- Лоури.
10. Электролитическая диссоциация. Теория Аррениуса.
11. Электролиты. Закон разведения Оствальда.
12. Одноосновные кислоты и основания. Степень и константа диссоциации.
13. Многоосновные кислоты. Степень и константа диссоциации.
14. Водородный показатель рН. Расчеты рН.
15. Буферные растворы. Буферная емкость.
16. Кислотно-основные индикаторы.
17. Химическое равновесие. Закон действия масс.
18. Гидролиз солей: сущность гидролиза, смещения равновесия гидролиза.
19. Степень и константа гидролиза.
20. Окислительно-восстановительное равновесие. Уравнение Нернста. Механизмы
реакций ОВР.
21. Равновесие в системе осадок-раствор. Произведение растворимости.
22. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость.
23. Сущность гравиметрического анализа.
24. Влияние одноименных ионов на осадимость. Солевой эффект. Коэффициент
активности для сильных и слабых электролитов.
25. Влияние температуры и природы растворителя на растворимость.
26. Влияние рН-среды на растворимость.
27. Условия образования и свойства кристаллических осадков, правила осаждения.
28. План проведения гравиметрического анализа.
29. Титриметрический метод анализа.
30. Титр, нормальность.
31. Грамм-эквивалент вещества. Определение грамм-эквивалента в реакциях
нейтрализации.
32. Прямое, обратное титрование. Титрование по замещению.
33. Кислотно-основное титрование(основные уравнения реакций, рабочие растворы,
индикаторы, области применения).
34. Перманганатометрия (основные уравнения реакций, рабочие растворы,
индикаторы, области применения).
35. Иодометрия (основные уравнения реакций, рабочие растворы, индикаторы,
области применения).
36. Физико-химические (инструментальные) методы анализа.
37. Электрохимические методы анализа.
38. Кулонометрическое титрование.
39. Спектральные методы анализа.
40. Хроматографические методы анализа.
1.11.2 Примерный перечень заданий к зачету.
1. Определить константу диссоциации кислоты, если в 0,1 М растворе степень ее
диссоциации 25%.
2. Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
3. В 0,5 л раствора содержится 4,1 г СН3СОONa. Вычислить рН и степень
гидролиза соли.
4. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН2РО4
и 25 мл 0,2М К2НРО4.
123
5. Вычислить рН раствора, полученного смешением 70 мл 0,2 М КН2Cit и 30 мл
0,1М К2НCit (Cit3- - анион лимонной кислоты).
6. Определить Ка, если в 0,01М растворе кислота диссоциирована на 30%.
7. Какова молярность серной кислоты, если к 100 мл воды добавили 20 мл Н2SО4
(ρ = 1,835 г/мл)?
8. К 30 мл воды прибавили 5 мл 3М раствора КNO2. Вычислить рН раствора.
9. Вычислить рН и степень гидролиза соли в 0,05М Na2СО3. Чему будет равен рН,
если раствор разбавить водой в 5 раз?
10. Определить концентрацию раствора уксусной кислоты, если α = 2%. К а=1,75 ×
10-5.
11. В 0,5 л соляной кислоты содержится 0,1 моль НСl. Определить массовую долю
кислоты в растворе.
12. 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?
13. К 100 мл 0,2М НСООН прибавили 100 мл 0,2М КОН. Вычислить рН раствора.
14. Вычислить рН раствора, полученного смешением 30 мл 0,1М КН2РО4 и 25 мл
0,2М КОН.
15. Определить степень диссоциации кислоты в растворе с концентрацией 10-3
моль/л. Ка = 1,75 × 10-4.
16. Сколько г Nа2S находится в 100 мл раствора, если рН = 12,94? Вычислить
степень гидролиза соли.
17. Сколько г КСN находится в 10 мл раствора, если рН = 11,1?
18. 2 л аммиака (при Т= 298 К и нормальном давлении) растворили в 0,5 л воды.
Какова молярность полученного раствора?
19. Сколько мл 96%-ой H2SO4 (ρ = 1,835 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 1 л
0,5М раствора кислоты?
20. Какие массы 20%-ого и 40%-ого растворов НNO3 надо взять для приготовления
1 л 35%-ой кислоты (ρ = 1,214 г/мл)?
21. Вычислить нормальность раствора, если ТNaOH/SO3 = 0,02174.
22. Вычислить нормальность Н2SО4, если к 10 мл её добавили избыток ВаCl2.
Масса полученного осадка после фильтрации, прокаливания и взвешивания
оказалась 0,2762 г.
23. Вычислить произведение растворимости селенита цинка, если в 200 мл воды
растворяется 1,95 × 10-2 ZnSeО3.
24. На титрование 0,0340 г AgNO3 израсходовано 20,00 мл раствора НСl. Найти
THCl
Ag
.
25. Сколько граммов BaSO4 (ПР = 1*10-10) остается в 200 мл раствора при
осаждении ВаС12 эквивалентным количеством Н2S04? Можно ли считать
осаждение в таких условиях практически полным?
26. Чему равны нормальность и титр раствора HNO3, если на титрование 20,00 мл
его израсходовано 15 мл 0,1200н. раствора NaOH?
27. Чему равен THCl CaO, если на титрование 0,1144 г СаСО3 идет 27,65 мл
раствора соляной кислоты?
28. Сколько миллилитров 0,0200н раствора KMnO4 потребуется на титрование
20,00 мл 0,0300н FeSO4?
29. Чему равны концентрации Н+ и ОН-, если рН этих растворов равны 2,63; 12,45?
30. Почему СаСО3 является более удобной весовой формой, чем СаО? Сколько
миллилитров 0,25М раствора (NH4)2C2O4 потребуется для осаждения Са2+ из
раствора, полученного при растворении 0,7 г СаСО3?
1.14 Примерная тематика курсовых работ.
124
1.15 Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.
1.16 Методика исследования.
По учебному плану выполнение не предусмотрено.
1.17 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для
оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
Модуль «Аналитическая химия»
Посещение лекций – 80 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 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.
Зачетное тестирование – 20 баллов.
Итого: 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
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 должна быть не менее 180, если
итоговая сумма баллов меньше, студент сдает зачет по дисциплине. Выполнение
практической части обязательно.
Модуль № 4 «Органическая химия»
1.6 Содержание дисциплины.
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное
распределение учебного времени:
№ п/п
Наименование раздела, темы
Количество часов
125
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
Предмет и задачи органической химии.
Предельные углеводороды (алканы).
Этиленовые углеводороды (алкены).
Диеновые углеводороды (диены).
Ацетиленовые углеводороды (алкины).
Алициклические углеводороды (циклоалканы и
циклоалкены).
Ароматические углеводороды (арены).
Спирты и фенолы.
Альдегиды и кетоны.
Карбоновые кислоты.
Эфиры. Жиры и воска как разновидность сложных
эфиров.
Углеводы.
Амины и амиды.
Аминокислоты. Белки и пептиды.
Гетероциклы. Нуклеиновые кислоты.
ВСЕГО
Всег
о
ауд.
1
1
1
1
6
1
ЛБ
Сам.
раб.
1
1
1
1
2
1
ПР/
СМ
2
-
2
-
1
1
1
1
1
1
6
3
3
3
6
2
1
1
1
2
2
2
2
2
2
2
2
1
1
1
1
2
4
6
3
5
50
2
2
1
1
20
2
2
10
2
2
2
2
20
1
1
1
1
16
ЛК
1.6.2 Содержание разделов дисциплины.
5.2 СОДЕРЖАНИЕ РАЗДЕЛОВ ДИСЦИПЛИНЫ
ТЕМА 1. Предмет и задачи органической химии.
Органическая химия как наука. Основные положения теории строения
органических соединений A.M. Бутлерова. Классификация органических соединений.
Тривиальная номенклатура органических соединений. Понятие о радикалах и
функциональных группах. Основные принципы рациональной номенклатуры и
номенклатуры IUPAC.
ТЕМА 2. Предельные углеводороды (алканы).
Понятие о предельных углеводородах. Гомологический ряд, номенклатура и
изомерия алканов, алкильные радикалы. Природные источники алканов. Основные
способы получения: гидрирование непредельных углеводородов, синтезы из
галогеналканов (восстановление, взаимодействие с металлами и металл-органическими
соединениями), восстановление кислородсодержащих соединений, превращения солей
карбоновых кислот. Промышленный синтез алканов. Электронное строение насыщенных
углеводородов. Физические свойства. Химические свойства алканов (галогенирование,
изомеризация, циклизация, дегидрирование, окисление). Механизм реакций радикального
замещения.
ТЕМА 3. Этиленовые углеводороды (алкены).
Понятие о непредельных углеводородах. Гомологические ряды, изомерия,
номенклатура алкенов. Способы образования двойной связи: фрагментация и
дегидрирование алканов в их термических и каталитических превращениях, частичное
гидрирование тройной связи, дегидрогалогенирование,
дегалогенирование,
дегидратация,
термическое разложение четвертичных аммониевых оснований,
126
превращение карбонильной группы в двойную углерод-углеродную связь. Электронное
строение алкенов. Физические свойства Химические свойства алкенов (галогенирование,
гидрирование, присоединение галогеноводородов, полимеризация). Механизм реакций
нуклеофильного и электрофильного присоединения.
ТЕМА 4. Диены.
Понятие о диеновых углеводородах. Классификация, номенклатура и изомерия.
Важнейшие 1,3-диены и способы их получения, основанные на реакциях дегидрирования,
дегидрогалогенирования, дегидратации. Электронное строение диенов. Физические
свойства. Химические свойства сопряженных диенов: гидрирование и его энергетика,
восстановление щелочными металлами в присутствии источников протонов;
присоединение галогеноводородов и галогенов, диеновый синтез, разновидности
линейной полимеризации и сополимеризации диенов, их техническое значение,
природный и синтетический каучук.
ТЕМА 5. Алкины.
Понятие об алкинах. Гомологические ряды, изомерия, номенклатура алкинов. Способы
образования тройной связи, основанные на реакциях дегидрогалогенирования. Карбидный
и пиролитический методы получения ацетилена. Физические свойства. Химические
свойства алкинов: общие представления о реакционной способности в сравнении с
алкенами, роль координационного катализа, гидрирование и восстановление металлами в
жидком аммиаке, гидратация (реакция Кучерова), присоединение протонодонорных
соединений, превращение ацетилена в винилацетилен, оксосинтез, синтетическое и
техническое значение этих реакций; нуклеофильное присоединение к тройной связи и
значение реакций этого типа для синтеза винильных производных; циклоолигоме-ризация
алкинов, алкины как диенофилы; окислительные превращения алкинов; кислотные
свойства алкинов-1, ацетилениды и их использование для синтеза высших алкинов и
других соединений, содержащих тройную связь; аллильная С-Н кислотность и
обусловленные ею взаимопревращения алкинов и диенов.
ТЕМА 6. Алициклические углеводороды.
Циклоалканы. Классификация, изомерия и номенклатура. Образование циклов в ходе
термических и каталитических превращений алканов, диеновый синтез, гидрирование
циклоалкенов и аренов, взаимодействие алкенов с диазометаном. Представления
о методах
построения насыщенных циклов с использованием бифункциональных производных
алканов (дигалогеналканы, дикарбоновые кислоты). Относительная устойчивость циклов
и ее проявления в превращениях циклоалка-нов, специфика химических свойств
циклопропана. Стереохимический анализ причин различной устойчивости циклов.
Конформации циклогексана и его производных. Геометрическая изомерия. Представления
о полициклических насыщенных углеводородах и полиэдранах. Физические свойства.
Химические
свойства:
каталитическое
гидрирование,
галогенирование,
гидрогалогенирование и сульфирование циклопропана и циклобутана с разрывом цикла,
реакции радикального замещения циклопентана и циклогексана, окисление, изомеризация
с расширением или сужением цикла.
Циклоалкены, циклодиены и циклоалкины. Классификация, изомерия и номенклатура.
Получение циклобутена из аминоциклобутана, циклопентена из бромциклопентана,
синтез циклогексена из этилена и бутадиена-1,3, получение циклопентадиена пиролизом
циклопентена. Физические свойства. Реакции нуклеофильного присоединения
(галогенирование,
присоединение
галогеноводорода,
гидратация),
диспропорционирование водорода у циклогексена и циклогексадиена.
127
ТЕМА 7. Ароматические углеводороды.
Бензол. Электронное строение бензола, понятие ароматичности. Химические свойства
бензола. Гомологи бензола. Многоядерные ароматические соединения (дифенил,
нафталин). Небензоидные ароматические соединения (азулен, аннулен). Физические
свойства аренов. Источники получения. Реакции электрофильного замещения: общие
представления о механизме и его экспериментальном обосновании, изотопный обмен,
нитрование,
сульфирование,
галогенирование,
алкилирова-ние,
гидроксии
аралкилирование, хлорметилирование, ацилирование; влияние заместителей на скорость и
ориентацию, обратимость и различные типы контроля состава продуктов, изомерия и
номенклатура дизамещенных производных бензола; значение реакций электрофильного
замещения для функционализации и промышленной переработки ароматических
углеводородов. Реакции радикального замещения и присоединения.
ТЕМА 8. Спирты и фенолы.
Одноатомные спирты. Изомерия, классификация, номенклатура. Многоатомные спирты
(этиленгликоль, глицерин). Фенол и его гомологи. Классификация, изомерия и
номенклатура. Пирокатехин и гидрохинон. Способы получения. Физические свойства
спиртов и фенолов. Химические свойства: кислотно-основные свойства и их роль в
химических превращениях спиртов, образование алкоголятов и фенолятов и их
использование в синтезе, замещение гидргидрок-сильной группы при действии
неорганических кислот
и их галогенангидридов, дегидратация спиртов; рассмотрение механизма реакций,
включающих разрыв связи С-О, на основе общих представлений о механизме реакций
нуклеофильного замещения и отщепления в алифатическом ряду, нуклеофильные
свойства спиртов: присоединение к алкенам и алкинам, образование простых эфиров.
взаимодействие с карбонильными соединениями, карбоновыми кислотами и их
производными; окисление и дегидрирование. Основные пути применения.
ТЕМА 9. Альдегиды и кетоны.
Классификация, изомерия и номенклатура карбонильных соединений. Способы
образования карбонильной группы: окисление насыщенных углеводородов, озонолиз и
каталитическое окисление алкенов, оксосинтез, гидратация алкинов, гидролиз
геминальных дигалогенпроизводных и виниловых эфиров, окисление и дегидрирование
спиртов, окислительное расщепление а-гликолей. Методы превращения альдегидов в
кетоны, синтез альдегидов и кетонов из карбоновых кислот и их производных,
восстановление галогенангидридов и нитрилов, реакции карбоновых кислот и их
производных с металлорганическими соединениями, пиролиз солей карбоновых кислот.
Электронное строение карбонильной группы. Основные физические свойства.
Химические свойства карбонильных соединений. Общая характеристика реакционной
способности, основанная на электронном строении карбонильной группы и ее влиянии на
связанный с ней алкильный радикал. Общая схема взаимодействия с нуклеофилами, роль
кислотного и основного катализа, относительная реакционная способность альдегидов и
кетонов. Реакции с гетероатомными нуклеофилами: гидратация, взаимодействие со
спиртами, галогеноводородами и пятихлористым фосфором, бисульфитом натрия,
взаимодействие с тиолами и его использование для превращения альдегидов в
углеводороды, кетоны и карбоновые кислоты; взаимодействие с азотцентрированными
нуклеофилами. Реакции с углерод-центрированными нуклеофилами. Кето-енольная
таутомерия и связанные с ней свойства карбонильных соединений. Окислительновосстановительные превращения карбонильных соединений: восстановление
до
спиртов (каталитическое и действием комплексных гидридов металлов), а-гликолей
(металлами), углеводородов (амальгамированным цинком и соляной кислотой, активным
титаном); окисление альдегидов до карбоновых кислот, окисление кетонов без разрыва и с
128
разрывом углерод-углеродной связи. Свойства неенолизирующихся альдегидов:
окислительно восстановительное диспропорционирование при взаимодействии со
щелочами (реакция Канниццаро) и алкоголятами алюминия (реакция Тищенко),
полимеризация.
ТЕМА 10. Карбоновые кислоты.
Классификация, изомерия и номенклатура. Методы получения: окисление углеводородов,
спиртов и карбонильных соединений, гидролиз тригалогенметиль-ных производных,
синтезы с использованием Mg- и Li-органических соединений, малонового и
ацетоуксусного эфиров, гидролиз нитрилов, амидов и сложных эфи-ров; природные
источники карбоновых кислот, промышленные методы синтеза, основанные на
использовании окиси углерода. Электронное строение в сравнении со спиртами и
карбонильными соединениями и общая характеристика реакционной способности.
Физические свойства карбоновых кислот, проявления склонности к ассоциации за счет
образования водородных связей. Химические свойства. Кислотность, ее связь со
строением анионов карбоновых кислот и зависимость от характера и положения
заместителей. Образование производных карбоновых кислот: солей, галогенангидридов и
ангидридов, сложных эфиров, нитрилов и амидов.
ТЕМА 11. Эфиры. Жиры и воска как разновидность сложных эфиров.
Простые эфиры. Классификация, изомерия и номенклатура. Способы получения:
межмолекулярная
дегидратация
спиртов,
взаимодействие
галогеналкилов
с
алкоголятами. Физические свойства. Химические свойства: гидролиз, реакции с
концентрированными кислотами и металлическим натрием, образование оксониевых
соединений.
Сложные эфиры. Классификация, изомерия и номенклатура. Жиры и воска. Способы
получения: реакция этирификации, взаимодействие спиртов и фенолов с ангидридами и
галогенангидридами кислот. Физические свойства. Химические свойства, каталитическое
гидрирование, восстановление металлами и комплексными гидридами металлов,
электрофильность в сравнении с хлорангидридами и ангидридами, реакции с
нуклеофилами (гидролиз и переэтерификация, реакции с аминами, сложноэфирная
конденсация), основные пути использования.
ТЕМА 12. Углеводы. Моносахариды. Олиго- и полисахариды.
Классификация, изомерия и номенклатура, стереоизомерия и конфигурационные ряды;
кольчато-цепная таутомерия и мутаротация; источники получения; физические свойства;
реакции, используемые для установления структурных и сте-реохимических
характеристик
моносахаридов:
окисление
и
восстановление,
ацилирование,
алкилирование, образование фенилгидразонов и озазонов, переходы от низших
моносахаридов к высшим и обратно.
Дисахариды. Мальтоза, целлобиоза, лактоза и сахароза. Источники получения, строение,
физические и химические свойства.
Полисахариды. Гомополисахариды: крахмал, гликоген, целлюлоза, декст-раны, хитин,
пектиновые вещества. Гетерополисахариды: гиалуроновая кислота, гепарин,
хондроитинсульфаты. Источники получения, строение, физические и химические
свойства.
ТЕМА 13. Амины и нитрилы.
Амины. Классификация, номенклатура. Способы получения, основанные на реакциях
аммиака и аминов как нуклеофильных реагентов с галоген-, окси- и аминопроизводными
алифатических и ароматических углеводородов, реакциях восстановления и
перегруппировках азотсодержащих производных карбонильных соединений и карбоновых
129
кислот, восстановлении нитросоединений. Электронное и пространственное строение
аминогруппы, зависимость её свойств от природы радикалов, связанных с атомом азота.
Физические свойства. Химические свойства: основность и кислотность аминов, влияние
природы углеводородных радикалов на эти свойства. Реакции аминов как нуклеофилов:
алкилирование, ацилирование (его влияние на свойства аминов как оснований и кислот,
значение и использование в химии аминов), взаимодействие с азотистой кислотой,
окисление. Основные представители алифатических аминов и их техническое значение.
Соли четвертичных аммониевых оснований: получение, электронное и пространственное
строение, практическое использование. Четвертичные аммониевые основания: получение,
общая характеристика свойств, превращения при нагревании.
Нитрилы. Классификация, изомерия и номенклатура. Физические свойства. Химические
свойства.
ТЕМА 14. Аминокислоты. Белки и пептиды.
Аминокислоты. Классификация, изомерия и номенклатура. Структурные типы природных
а-аминокислот, стереохимия и конфигурационные ряды; синтезы из кетонов через
циангидрины, из галоген-и кетокарбоновых кислот, производных аминоуксусной
кислоты. Методы синтеза α-аминокислот, 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, бетаины; взаимодействие с азотистой кислотой, превращения аминокислот,
протекающие при нагревании, и зависимость их результата от взаимного расположения
функциональных групп. Пептиды, полипептиды и белки: представления о пептидном
синтезе, методах установления аминокислотного состава и последовательности
аминокислотных фрагментов; вторичная структура, основные функции белков в
жизнедеятельности организмов. Капролактам и его техническое значение.
ТЕМА 15. Гетероциклические соединения. Нуклеиновые кислоты.
Общие представления и классификация. Ароматические гетероциклические соединения.
Пятичлениые гетероциклы с одним гетероатомом (фуран, тиофен, пиррол): общие методы
синтеза и взаимопревращения, зависимость степени ароматичности от природы гетероатома и ее влияние на особенности взаимодействия с кислотами и электрофилами; реакции
гидрирования и окисления. Представления о пятичленных гетероциклах с несколькими
гетероатомами.
Нуклеотиды - мономеры нуклеиновых кислот. Нуклеотидная последовательность
нуклеиновых кислот. Азотистые основания и гидрофобные взаимодействия плоскостей
колец оснований. Двойная спираль Уотсона-Крика. Принцип комплементарности и его
биологическое назначение. Водородные связи и гидрофобные взаимодействия между
азотистыми основаниями. Регулярность структуры. Спирализа-ция. Параметры спирали.
В- и А-формы ДНК. Денатурация ДНК как переход спираль-клубок. Природа
кооперативности. Ренатурация ДНК. Условия ренатурации. Молекулярная гибридизация
ДНК. Сходство и отличие конформационных свойств РНК и ДНК. Одноцепочечность
РНК. Спирализация в РНК (вторичная структура). Внутрицепочечные комплементарные
взаимодействия. Конформация низкомолекулярных РНК. Пространственная структура тРНК.
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения.
№
п/п
Наименование раздела
дисциплины. Тема
Формы самостоятельной работы
Количес
тво
часов
Форма контроля
выполнения
самостоятельной
работы
130
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7
8
Предмет и задачи
органической химии.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Основные классы органических
веществ. Типы химических
реакций в органической химии
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Предельные
Вопросы для самостоятельного
углеводороды
изучения:
(алканы).
Химические и физические
свойства алканов.
Выполнение упражнений.
Этиленовые
Вопросы для самостоятельного
углеводороды
изучения:
(алкены).
Физические и химические
свойства алкенов
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Диеновые
Вопросы для самостоятельного
углеводороды
изучения:
(диены).
Изомерия и номенклатура.
Физические свойства.
Химические свойства.
Ацетиленовые
Вопросы для самостоятельного
углеводороды
изучения:
(алкины).
Изомерия и номенклатура.
Физические свойства.
Химические свойства
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Алициклические
Вопросы для самостоятельного
углеводороды
изучения:
(циклоалканы и
Изомерия и номенклатура.
циклоалкены).
Физические свойства.
Химические свойства.
Ароматические
Вопросы для самостоятельного
углеводороды (арены). изучения:
Физические и химические
свойства Аренов
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Спирты и фенолы.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Физические и химические
свойства спиртов и фенолов
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
1
Доклад, обсуждение.
1
Обсуждение,
проверка упражнений
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
1
Обсуждение,
проверка решений
задач
1
Опрос на занятии
проверка решений
задач
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
131
9
Альдегиды и кетоны.
10
Карбоновые кислоты.
11
Эфиры. Жиры и воска
как разновидность
сложных эфиров.
12
Углеводы.
13
Амины и амиды.
14
Аминокислоты. Белки
и пептиды.
15
Гетероциклы.
Нуклеиновые
кислоты.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Физические и химические
свойства альдегидов и кетонов
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Физические и химические
свойства карбоновых кислот
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Изомерия и номенклатура.
Физические свойства.
Химические свойства
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Изомерия и номенклатура.
Физические свойства.
Химические свойства.
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Изомерия и номенклатура.
Физические свойства.
Химические свойства
Решение расчетных задач,
выполнение упражнений.
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Физические
свойства.
Химические свойства
Решение
расчетных
задач,
выполнение упражнений.
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
2
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
1
Обсуждение,
проверка упражнений,
проверка решений
задач
1
Вопросы для самостоятельного
изучения:
Физические свойства.
Химические свойства
ВСЕГО
1
Обсуждение,
проверка
упражнений;
тестирование по
модулю
«Органическая
химия»
Проверка
контрольных заданий
16
1.7 Методические рекомендации по организации изучения
дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий.
Практическое занятие №1 (2ч.)
132
Тема: Ациклические углеводороды.
Цель работы: закрепить у студентов знания о строении, номенклатуре, химических
свойствах ациклических углеводородов и механизмах реакций замещения и
присоединения.
План работы:
Вопросы для коллективного обсуждения
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Расскажите об электронном строении алканов.
Расскажите о физических свойствах алканов.
Расскажите об электронном строении алкенов.
Расскажите о физических и химических свойствах алкенов.
Расскажите об электронном строении алкинов.
Расскажите о физических и химических свойствах алкинов.
Задания для самостоятельной работы
Задание 1. Напишите структурные формулы всех углеводородов состава С5Н12 и назовите
их по систематической номенклатуре.
Задание 2. Напишите структурную формулу простейшего алкана, в молекуле которого
есть только первичные и четвертичные атомы углерода.
Задание 3. Назовите следующие углеводороды:
Задание 4. При пропускании 11,2 л смеси метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода
(И) через раствор гидроксида натрия, взятый в избытке, объём исходной смеси
уменьшился на 4,48 л (н.у.). Для полного сгорания оставшейся смеси потребовалось 6,72 л
(н.у.) кислорода. Определите состав исходной смеси (в % по объёму).
Задание 5. Напишите структурные формулы всех непредельных углеводородов состава
C6H12.
Задание 6. Этиленовый углеводород массой 7,0 г присоединяет 22,4 л (н.у.)
бромоводорода. Определите формулу и строение этого углеводорода, если известно, что
он является цис-изомером.
Задание 7. Назовите следующий углеводород по систематической
номенклатуре:
Задание 8. Напишите уравнения взаимодействия 2-метилпентадиена-1,3:
133
а) с бромом; б) с бромоводородом.
Задание 9. Напишите структурные формулы всех алкинов состава С6Н10,
имеющих в своём составе один третичный атом и назовите их по
систематической номенклатуре.
Задание 10. При пропускании смеси пропана и ацетилена через склянку с
бромной водой масса склянки увеличилась на 1,3 г. При полном сгорании
такого же количества исходной смеси углеводородов выделилось 14 л (н.у.)
углекислого газа. Определите массовую долю пропана в исходной смеси.
Практическое занятие №2 (2ч.)
Тема: Циклические углеводороды.
Цель работы: закрепить знания о строении и свойствах циклических
углеводородов.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
План работы:
Вопросы для коллективного обсуждения
Расскажите об электронном строении циклоалканов.
Расскажите о физических и химических свойствах циклоалканов.
Расскажите об электронном строении циклоалкенов и циклодиенов.
Расскажите о физических и химических свойствах циклоалкенов и
циклодиенов.
Расскажите об электронном строении аренов.
Расскажите о физических и химических свойствах аренов.
Задания для самостоятельной работы
Задание 1. Напишите структурные формулы:
а) метилциклопентана; б) 1,2-диметилциклогексана;
в) 3-этилциклогексена; г) 2-метилциклогексадиеш;
д) 3-изопропил-1-циклогексилциклооктана;
е) циклопентилциклооктана; ж) метилциклобутена.
Задание 2. Осуществите следующие превращения:
метан → пропан → циклопропан → метилциклопропан → бутан
Задание 3. Напишите структурные формулы изомерных циклоалканов C6H12 с
шестичленным, пятичленным и четырёхчленным кольцом. Назовите их.
Задание 4. Получите из соответствующих ациклических дигалогенпроизводных: а)
метилциклопропан; б) 1,2-диметилциклобутан.
Задание 5. Напишите структурные формулы всех изомерных ароматических
углеводородов состава С5Н10 и назовите их.
Задание 6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения: метан → X → бензол.
Задание 7. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей
последовательности превращений:
С7Н8 → С7Н5О2К → C7H5O4N → C6H5O2N → C6H7N.
В уравнениях укажите структурные формулы реагентов и продуктов реакций.
Задание 8. Какие вещества и при каких условиях вступили в реакцию, если в результате
образовались следующие вещества (указаны продукты реакции без коэффициентов):
1) 1,2-диметил бензол + Н2;
2) С6Н5СН3+НВr;
3) 1,3,5-диметилбензол? Напишите полные уравнения реакций.
Задание 9. Приведите уравнения реакций, описывающих превращения:
гексан → бензол → циклогексан.
134
Задание 10. При хлорировании гомолога бензола массой 16,0 г в присутствии хлорида
железа (III) образуется смесь монохлорпроизводных той же массы. Установите
молекулярную формулу гомолога бензола, если выход реакции составил 77,7%.
Практическое занятие №3 (2ч.)
Тема: Кислородосодержащие соединения.
Цель работы: закрепить знания о строении и химических свойствах
кислородсодержащих органических соединений.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
План работы:
Вопросы для коллективного обсуждения
Расскажите об электронном строении спиртов и фенолов.
Расскажите о физических и химических свойствах спиртов и
фенолов.
Расскажите об электронном строении альдегидов и кетонов.
Расскажите о физических и химических свойствах альдегидов и кетонов.
Расскажите об электронном строении альдегидов карбоновых
кислот.
Расскажите об электронном строении карбоновых кислот.
Расскажите об электронном строении эфиров.
Расскажите о физических и химических свойствах эфиров.
Задания для самостоятельной работы
Задание 1. Напишите структурные формулы всех третичных спиртов состава С6Н13ОН.
Назовите эти соединения.
Задание 2, Определите молекулярную формулу фенола, содержащего 13, 11% кислорода
по массе.
Задание 3. Определите молекулярную формулу предельного многоатомного спирта,
содержащего 45,28% кислорода по массе.
Задание 4. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей
последовательности превращений:
С4Н10О C4H8O → C5H9ON → C5H13O3N. В уравнениях укажите структурные формулы
реагентов и продуктов реакций.
Задание 5. Напишите структурные формулы следующих соединений: а) изо-маслянная
кислота; б) изовалериановая кислота; в) 3,3-диметилбутановая кислота; г) 2,4диметилпентановая кислота; д) диметилуксусная кислота.
Задание 6. Из пропилового спирта получите маслянную кислоту.
135
Задание 7. Назовите следующие
соединения:
Задание 8. Напишите формулы промежуточных и конечных продуктов в
схемах.
Задание 9. Назовите по систематической номенклатуре следующие
соединения:
Практическое занятие №4 (2ч.)
Тема: Азотосодержащие соединения.
136
1.
2.
3.
4.
Вопросы для коллективного обсуждения
Расскажите об электронном строении аминов.
Расскажите о физических и химических свойствах аминов.
Расскажите об электронном строении нитрилов
Расскажите о физических и химических свойства аминов.
Задания для самостоятельной работы
Задание 1. Назовите
оединения:
Задание 2. Напишите структурные формулы соединений:
а) 2-амино-бутан; б) 3,3-диметил-2-аминопентан;
в) 3,5-диметил-2-нитрилоктан; г) 4-нитрилпентен-2.
Задание 3. Напишите схему перехода от метана к нитрилметану.
Задание 4. Напишите структурные формулы соединений: а) изопентиламин;
б) втор-бутиламин; в) диметилизобутиламин.
Задание 5. Напишите все возможные структурные формулы аминов C3H9N и C4H11N.
Укажите первичные, вторичные и третичные амины.
Задание 6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых из этилена можно
получить: а) этиламин; б) пропиламин; в) три-этиламин; г) хлористый тетраэтиламмоний.
Задание 7. Расположите следующие соединения в порядке возрастания их основных
свойств: мочевина, метиламин, триметиламин, гидроокись тетраметиламмония,
сукцинимид.
Задание 8. Из пропилового спирта получите диизопропиламин. Напишите для него
уравнение реакции с азотистой кислотой.
Задание 9. Используйте ацетон для получения изопропиламина. Напишите для
изопропиламина уравнения реакций: а) с ацетилхлоридом; б) с азотистой кислотой.
Задание 10. Предложите химические методы выделения в чистом виде трипропиламина
из смеси с пропиламином и дипропиламином.
Практическое занятие №5(2ч.)
Тема: Биологически важные соединения.
Вопросы для коллективного обсуждения
1. Расскажите о строении, физических и химических свойствах
углеводов.
2. Расскажите о строении, физических и химических свойствах
137
аминокислот, белков и пептидов.
3. Расскажите о строении, физических и химических свойствах
гетероциклов и нуклеиновых кислот.
Задание 1.
Задание 2.
Задание 3.
Задание 4.
Задание 5.
Задание 6.
Задание 7.
Задание 8.
Задания для самостоятельной работы
Напишите формулы открытой и циклической форм
моносахаридов: L-глюкозы, L-маннозы, L-фруктозы.
Напишите проекционные формулы:
а) α- и β- галактозы; б) α- и β- фруктозы.
Напишите проекционные формулы моноз, эпимерных D-глюкозе
и D-галактозе.
Напишите уравнения реакций окисления и восстановления
моноз: a) L-глюкозы, б) D-маннозы, в) D-галактозы.
Предложите схему синтеза аланина из этилового спирта.
Напишите уравнения гидролиза:
а) аланилглицина; б) глицилтриптофана.
Сравните пиридин и пиперидин по их основности, отношению к
уксусному ангидриду, йодистому метилу, азотистой кислоте.
Расставьте в ряд по лёгкости нитрования следующие
соединения: пиридин, м-динитробензол, тиофен, n-ксилол,
бензол.
1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1(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
138
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:
H SO

C2H4 + H2O
C2H5OH 
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
2
4(K)
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
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
139
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:
h
C6H14 + Br2  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
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 № 2(2ч.)
Тема: АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ.
Цель работы - изучить химические свойства ароматических углеводородов.
Приборы
и
реактивы:
пробирки,
пипетки,
стеклянные
палочки,
пробиркодержатели, спиртовки, водяная баня, бензол, толуол, серная кислота, азотная
кислота, водный раствор перманганата калия, бромная вода, раствор брома в
тетрахлорметане.
Опыт 1 .Свойства бензола (реакция с бромной водой и перманганатом калия). В
пробирку с тремя каплями бромной воды добавьте 3 капли бензола. При встряхивании
характерная окраска брома не исчезает, свидетельствуя об отсутствии реакции присоединения
(в отличие от ненасыщенных углеводородов). Бензол экстрагирует бром из водных растворов.
В другую пробирку с пятью каплями воды добавьте каплю 0,1 н KMnO4 и каплю 2 н
H2SO4. К полученному розовому раствору добавьте каплю бензола и встряхните его –
обесцвечивания также не наблюдается.
Опыт 2. Окисление толуола. В пробирку с 5 каплями воды поместите каплю 0,1 н
КМnО4 и каплю 2 н H2SO4. Добавьте каплю толуола и, энергично встряхивая пробирку,
нагрейте ее над пламенем спиртовки. При этом окраска КМnО4 изменяется в связи с его
восстановлением и окислением толуола, который в конечном итоге превращается в бензойную
кислоту:
5C6H5CH3 + 6KMnO4 + 9H2SO4  5C6H5COOН + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 14H2O
Опыт 3. Получение бромбензола (опыт проводят в вытяжном шкафу!). В
пробирку с 1 мл бензола прибавляют 1 мл 10%-ного раствора брома в тетлахлориде
углерода и вносят на кончике ножа немного обезжиренных железных опилок. Смесь
нагревают на кипящей водяной бане в течение 5 мин, а затем содержимое пробирки
140
сливают в стакан с водой. Бромбензол собирается на дне стакана в виде тяжёлого
маслообразного продукта.
t, Fe
C6H6 + Br2  C6H5Br + HBr
Опыт 4. Бромирование толуола в боковую цепь. В две пробирки помещают по 2
мл толуола и добавляют в каждую из них по 3 капли 10% раствора брома в CCl 4. 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.
h
C6H5CH3 + Br2  C6H5CH2Br + HBr
Опыт 5. Горение бензола. Немного (каплю) бензола на стеклянной палочке вносят в
пламя. Бензол воспламеняется и горит сильно коптящим пламенем:
2C6H6 + 15O2  12CO2 + 6H2O
Опыт 6. Нитрование бензола. В пробирку наливают 5 мл нитрующей смеси и
добавляют по каплям при постоянном взбалтывании 2 мл бензола. Смесь встряхивают 3 мин, а
затем содержимое выливают в стакан с холодной водой. На дне стакана собираются капли
нитробензола:
NO2
+ HO
H2SO4
NO2
+ H2O
Опыт 7. Получение бензолсульфокислоты. В пробирку помещают 0,5 мл
бензола и 0,5 мл концентрированной серной кислоты. Содержимое пробирки нагревают
на водяной бане до получения однородного раствора, а затем выливают в пробирку с
водой. Если сульфирование закончено, образуется прозрачный раствор:
SO3H
+ HO
SO3H
+ H2O
Опыт 8. Алкилирование бензола. В пробирку наливают 2 мл сухого
хлороформа и добавляют 0,1 мл бензола. Тщательно перемешав содержимое,
пробирку наклоняют. Добавляют 0,5-1,0 г безводного хлорида алюминия так, чтобы
некоторое количество порошка попало на стенки выше уровня жидкости пробирки.
Происходит окрашивание в оранжевый цвет раствора и порошка на стенке пробирки.
AlCl
C6H6 + CHCl3  C6H5CHCl2 + HCl
3
AlCl
C6H5CHCl2 + C6H6  (C6H5)2CHCl + HCl
3
AlCl
(C6H5 )2CHCl + C6H6  (C6H5)3CH + HCl
3
(C6H5)2CHCl + AlCl3  [(C6H5)2CH]AlCl4 (оранжевое окрашивание)
Контрольные вопросы
1. Напишите структурные формулы всех возможных изомеров ароматических
соединений общей формулы С10H14.
2. Напишите уравнения реакций получения метилбензола, о-ксилола, изопропилбензола.
141
3. Приведите механизм галогенирования бензола.
4. Чем различаются способы получения хлористого бензила и хлорбензола?
5. Напишите уравнения реакций следующих превращений:
СН4 С2Н6  C2H4  С2Н2  С6Н6
6. Приведите механизм алкилирования бензола этиленом.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3(2ч.)
Тема: СПИРТЫ И ФЕНОЛЫ.
Цель работы: изучить химические свойства спиртов и фенолов.
Приборы и реактивы: пробирки, пипетки, шпатели, пробиркодержатели,
спиртовки, этанол, изопропанол, изоамиловый спирт, глицерин, фенол, уксусная кислота,
бромная вода, водный раствор дихромата калия, серная кислота, азотная кислота, водный
раствор сульфата меди (II), водный раствор гидроксида натрия, хлорид железа (III),
дистиллированная вода.
Опыт 1. Окисление этилового спирта дихроматом калия. В пробирку налейте 1
мл этанола и 2 мл хромовой смеси. Реакционную смесь осторожно подогревают в пламени
спиртовки, не доводя до кипения. Наблюдайте изменение окраски из оранжевой в
зелёную, что свидетельствует о восстановлении иона Сг2О7 2- в ион Сг3+. Спирт окисляется
в уксусный альдегид, что можно установить по запаху прелых яблок:
O
3CH3
CH2
OH + K2Cr2O4 + 4H2SO4
3CH3
+ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
C
H
Опыт 2. Окисление изопропилового спирта. В пробирку налейте 1 мл изопропилового
спирта (пропанола-2) и 2 мл хромовой смеси. Осторожно нагревают до изменения цвета
раствора. Что происходит?
3C
H
3
r2O
+K
H
O
C
H C
H
2C
4 +4
2S
4
3
C
H
3
O
H
C
+C
r2(SO
O
C
H
H
4)3 +K
2S
4 +7
3
2O
O
Опыт 3. Образование диэтилового эфира. В пробирку налейте по 1 мл этилового спирта
и концентрированной серной кислоты. Смесь осторожно нагрейте до начала кипения.
Прекратите нагревание и осторожно прилейте 5-10 капель спирта: образуется эфир, который обнаруживается по специфическому запаху. Напишите реакцию получения
этилсерной кислоты и ее взаимодействие с избытком спирта.
H SO

CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 + H2O
2CH3 – CH2 – OH 
Опыт 4. Получение диизопропилового эфира. Смешивают в пробирке по 1 мл
концентрированного раствора серной кислоты и 1 мл изопропилового спирта. Смесь
осторожно нагревают до кипения. Что происходит?
2
4(K)
H2SO4
2CH3
CH
OH
CH3
CH3
CH
CH3
O
CH
CH3 + H2O
CH3
142
Опыт 5. Образование сложного эфира. В пробирку наливают 1 мл
концентрированной уксусной кислоты и 1 мл изоамилового спирта, затем добавляют 2
капли концентрированной серной кислоты. Смесь осторожно нагревают и выливают в
стакан с водой. Образовавшийся сложный эфир, всплывающий на поверхность воды,
обладает запахом груши («грушевая эссенция»):
O
C
H
C
3
H
+C
3
O
H
H
O
2S
4
C
H C
H
C
H
C
H
2
2
3
C
H
C O C
H C
H
C
H
C
H
3
2
2
3 +H
2O
O
H
O
C
H
3
Опыт 6. Образование глицерата меди. В пробирку наливают 1 мл 2н раствора
сульфата меди и 1 мл 2н раствора гидроксида натрия. К выпавшему осадку гидроксида
меди (II) добавляют несколько капель глицерина. Почему происходит растворение осадка
образовавшегося гидроксида меди (II)?
CuSO4 + NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
CH2
OH
CH2
OH
CH
OH + Cu(OH)2
CH
O
CH2
OH
CH2
OH
O
Cu
CH2
HO
CH + H2O
HO
CH2
Опыт 7. Растворимость фенола в воде. В пробирку с 5 мл дистиллированной
воды помещают около 0,5 г фенола. Пробирку энергично встряхивают, а затем смеси дают
отстояться. Смесь расслаивается: верхний слой - раствор фенола в воде, а нижний раствор воды в феноле. Пробирку снова встряхивают, и эмульсию фенола разливают в две
пробирки.
Опыт 8. Цветная реакция на фенол. В пробирку с раствором фенола добавляют
2-3 капли 1%-ного раствора хлорида железа (III). Появляется фиолетовое окрашивание.
C 6H 5
O
6C6H5OH + FeCl3
H
OC6H5
H
O
Fe
C6H5O
C6H5 + 3HCl
OC6H5
O
H
OC6H5
Опыт 9. Получение фенолята натрия. К 1 мл водной эмульсии фенола
прибавляют 2 н раствор гидроксида натрия до полного исчезновения эмульсии. Если к
полученному прозрачному раствору прибавить по каплям раствор серной кислоты (до
кислой реакции), то образуется эмульсия.
2C6H5OH + 2Na  2C6H5ONa + H2
2C6H5ONa + H2SO4  2C6H5OH + Na2SO4
143
Oпыт 10. Бромирование фенола. В пробирку с водной эмульсией фенола
добавляют при постоянном взбалтывании бромную воду. Образуется осадок
трибромфенола:
OH
OH
Br
Br
+ 3Br2
+
3HBr
Br
Контрольные вопросы
1. Напишите структурные формулы всех изомеров гексилового спирта.
2. Напишите уравнения реакций гидролиза водным раствором гидроксида натрия
следующих соединений: а) 2-хлорбутана; б) 2-хлор-2-метилпентана; в) 1хлорпропана.
3. Каким способом можно получить 2-метилпропанол-1 из ацетилена?
4. Напишите структурные формулы простых эфиров общей формулы C6H14O.
5. Напишите уравнение реакции окисления пропилена водным раствором
перманганата калия. Назовите образовавшийся продукт.
6. Напишите уравнение реакции взаимодействия глицерина с гидроксидом меди (П).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4(2ч.)
Тема: АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ.
Цель работы: изучить химические свойства альдегидов и кетонов.
Приборы и реактивы: пробирки, пробки, пипетки, пробиркодержатели, спиртовки,
водяная баня, ацетон, водный раствор формальдегида, бензальдегид, уксусный альдегид,
водный раствор гидросульфита натрия, раствор иода в иодиде калия, водный раствор
сульфата меди (II), водный раствор нитрата серебра, водный раствор аммиака, водный
раствор гидроксида натрия, водный раствор гидроксид калия, водный раствор
солянокислого гидроксиламина, солянокислый 2,4-динитрофенилгидразин.
Опыт 1. Образование гидросульфитного производного ацетона. В пробирку
вносят 2 м л вводно-спиртового раствора гидросульфита натрия и 0,3 г ацетона.
Пробирку закрывают пробкой и хорошо взбалтывают. Выпадает белый кристаллический
осадок:
CH3
CH3
C
CH3
O + NaHSO3
OH
C
CH3
SO3Na
Опыт 2. Галоформная реакция. В пробирку помещают 1 мл раствора иода в
иодиде калия, добавляют по каплям 10%-ный раствор щелочи до исчезновения окраски
иода, а затем 1 мл ацетона. Наблюдают образование желтого осадка иодоформа:
CH3 – CO – CH3 + 3I2 + 4NaOH  CH3COONa + CHI3 + 3NaI + 3H2O
Опыт 3. Восстановление альдегидами соединений меди (II). В пробирку
144
наливают 1 мл 10%-ного раствора формальдегида, добавляют 1 мл 5%-ного раствора
щелочи, а затем по каплям добавляют 3%-ный раствор сульфата меди (II) до помутнения
реакционной смеси. Содержимое пробирки осторожно подогревают в пламени горелки.
Наблюдают образование красного осадка оксида меди (I):
CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4
O
H
O
t
+ 2Cu(OH)2
C
H
C
+ Cu 2 O
+ 2H2O
OH
H
Опыт 4. Восстановление альдегидами соединений серебра. В тщательно
вымытую пробирку наливают 1 мл раствора нитрата серебра и по каплям добавляют 5%ный раствор аммиака до растворения первоначально образовавшегося осадка. Затем
добавляют 1 мл раствора формальдегида и нагревают реакционную смесь на водяной
бане при температуре 50-600 в течение нескольких минут. Наблюдают выделение на
стенках пробирки металлического серебра в виде зеркала:
AgNO3 + NaOH + 2NH4OH  [Ag(NH3)2]OH + NaNO3 + 2H2O
O
H
C
+ 2[Ag(NH
H
3)2]O
t
O
H
+ 2Ag +H2O +3NH
3
C
H
ONH4
Опыт 5. Осмоление ацетальдегида. К 2 мл ацетальдегида добавляют 1 мл
концентрированного раствора гидроксида калия и нагревают смесь на водяной бане.
Появляется жёлтая, а затем бурая окраска. При этом образуется жидкий
смолообразный продукт. Запах ацетальдегида исчезает, но появляется резкий запах
кротонового альдегида.
O
2CH3
O
KOH
C
CH3
H
CH
CH2
CH2
C
t
O
CH3
CH
CH
H
OH
C
H
OH
O
CH3
CH
+ H2O
C
H
Опыт 6. Реакция с солянокислым гидроксиламином. К 5 мл 5%-ного
раствора солянокислого гидроксиламина прибавляют 0,5 мл ацетальдегида или
ацетона. Смесь нагревают на водяной бане и добавляют 1 каплю метилового
оранжевого. Происходит изменение цвета индикатора.
CH3
C
H
O + H2N
OH
CH3
C
N
OH + H2O
H
Опыт 7. Получение 2,4-динитрофенилгидразона ацетальдегида. Несколько
кристаллов солянокислого 2,4-динитрофенилгидразина растворяют в 2 мл воды.
Добавляют 1-2 капли 10%-ного раствора гидроксида натрия и несколько капель
ацетальдегида. Смесь встряхивают и слегка нагревают. Что происходит?
145
CH3
CH2
CH2
C
O + H2NNH
H
NO2
C
H
NO2
NO2
NNH
NO2
Опыт 8. Окисление бензальдегида кислородом воздуха. На часовое стекло
наносят 2 капли бензальдегида. Через некоторое время появляются кристаллы бензойной
кислоты.
O
O
C
C
H
2
OH
+ O2
2
Контрольные вопросы
1. Напишите все возможные изомеры альдегидов и кетонов, соответствующие
молекулярной формуле C6H12O .
2. Напишите уравнения реакций гидролиза следующих галогенпроизводных: а) 1,1дихлорпропана; б) 1,1-дихлор-2-метилбутана; в) 2,3-дибромбутана.
3. Какие спирты образуются при восстановлении водородом следующих соединений:
а) пропаналя; б) бутаналя; в) пропанона; г) З-метилпентанона-2?
4. Напишите уравнения реакций взаимодействия с водой (в присутствии катализатора) следующих соединений: а) пропина; б) бутина-2.
5. Напишите уравнения реакций окисления: а) бутаналя; б) 2-метилбутаналя; в)
пропанона.
6. Объясните, почему реакцию с солянокислым гидроксиламином можно
использовать для количественного определения альдегидов.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5 (2ч.)
Тема: КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ.
Цель работы: изучить химические свойства карбоновых кислот.
Приборы и реактивы: пробирки, пробки с газоотводными трубками, пипетки,
шпатели, спиртовки, водяная баня, штативы, пробиркодержатели, муравьиная кислота,
уксусная кислота, щавелевая кислота, олеиновая кислота, малеиновая кислота, мыло,
этанол, водный раствор карбоната натрия, бромная вода, известковая вода, серная
кислота, водный раствор аммиака, водный раствор нитрата серебра
Опыт 1. Образование солей. К 0,5 мл 5%-ного раствора карбоната натрия
приливают равное количество разбавленной уксусной кислоты. Раствор начинает
пениться:
2CH3COOH + Na2CO3  2CH3COONa + CO2 + 2H2O
Опыт 2. Образование нерастворимых солей высших жирных кислот. В
пробирку с раствором мыла добавляют несколько капель 10%-ного раствора хлорида
кальция. Выпадает белый осадок нерастворимой соли.
Опыт 3. Окисление муравьиной кислоты. В пробирку наливают 1 мл уксусной
кислоты и 5 мл 25%-ной серной кислоты. К смеси добавляют 0,5 мл 1%-ного раствора
перманганата калия. Пробирку закрывают пробкой с газоотводной трубкой, свободный
146
конец которой погружают в известковую воду. Содержимое пробирки нагревают. Через
несколько секунд розовая окраска раствора исчезает. Известковая вода во второй
пробирке мутнеет.
7HCOOH + 2KMnO4 + H2SO4  7CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Опыт 4. Окисление щавелевой кислоты. В пробирку, снабженную пробкой с
газоотводной трубкой, наливают 2-3 мл раствора марганцовокислого калия,
подкисленного серной кислотой, и приливают 1-2 мл насыщенного раствора щавелевой
кислоты. Укрепив в зажиме штатива, пробирку осторожно нагревают. Щавелевая кислота
при этом окисляется до двуокиси углерода и воды. При пропускании выделяющегося газа
в известковую воду происходит выпадение нерастворимого углекислого кальция:
5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4  10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Опыт 5. Получение уксусноэтилового эфира. В пробирку наливают 2 мл
этилового спирта, 2 мл ледяной уксусной кислоты и 1 мл концентрированной серной
кислоты. Пробирку встряхивают и помещают на 10 минут в водяную баню при
температуре 60-70оС (жидкость в пробирке кипеть не должна).
Затем пробирку охлаждают в проточной холодной воде и прибавляют 3 мл
насыщенного раствора поваренной соли. Образующийся сложный эфир всплывает на
поверхность раствора в пробирке. Сложный уксусноэтиловый эфир обладает
специфическим приятным запахом. Напишите уравнения реакций.
O
C
CH3
+
OH
O
OH
CH2
CH3
CH3
C
O
CH2
CH3
+ H2O
Опыт 6. Определение альдегидных свойств муравьиной кислоты. В тщательно
вымытую пробирку наливают 1 мл раствора нитрата серебра и по каплям добавляют 5%ный раствор аммиака до растворения первоначально образовавшегося осадка. Затем
добавляют 1 мл муравьиной кислоты и нагревают реакционную смесь на водяной бане
при температуре 50-600 в течение нескольких минут. Наблюдают выделение на стенках
пробирки металлического серебра в виде зеркала:
AgNO3 + NaOH + 2NH4OH  [Ag(NH3)2]OH + NaNO3 + 2H2O
O
HO
C
t
+ 2[Ag(NH3)2]OH
H
O
H4NO
C
+ 2Ag +H2O +2NH3
ONH4
Опыт 7. Определение непредельности олеиновой кислоты.
В две пробирки наливают по 1 мл олеиновой кислоты. В одну пробирку приливают
немного бромной воды, в другую – раствор марганцовокислого калия. Пробирки
встряхивают. Растворы бромной воды и марганцовокислого калия при этом
обесцвечиваются:
CH3(CH2)7CH = CH(CH2)7COOH + Br2  CH3(CH2)7CHBrCHBr(CH2)7COOH
CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COOH + 2KMnO4 + 4H2OCH3(CH2)7(CHOH)2(CH2)7COOH +
2MnO2 + 2KOH
147
Опыт 8. Изомеризация малеиновой кислоты. К 10%-му раствору малеиновой
кислоты добавляют 0,5 г тиомочевины и нагревают на водяной бане. Вскоре начинается
осаждение кристаллов фумаровой кислоты.
H
C
COOH
H
C
COOH
t
HOOC
H
C
H
C
COOH
Опыт 9. Возгонка бензойной кислоты Несколько кристалликов бензойной
кислоты помещают в сухую пробирку и нагревают. Бензойная кислота при этом
возгоняется, оседая на холодных стенках пробирки.
1.
2.
3.
4.
Контрольные вопросы
Напишите уравнения реакций получения масляной кислоты из бутана.
Какое вещество получится, если на йодистый этил подействовать цианидом калия,
а полученный нитрил омылить водой? Напишите уравнения реакций.
Как обнаружить акриловую кислоту в смеси с уксусной кислотой?
Какой необходимо взять кетон, чтобы при его окислении получить первые четыре
члена гомологического ряда одноосновных насыщенных карбоновых кислот?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6(2ч.)
Тема: АМИНЫ И АМИДЫ.
Цель работы: изучить химические свойства аминов и амидов.
Приборы и реактивы: пробирки, пипетки, шпатели, спиртовки,
пробиркодержатели, лакмусовая бумага, водный раствор этиламина, водный раствор
диэтиламина, анилин, карбамид, водный раствор формальдегида, уксусный ангидрид,
азотистая кислота, азотная кислота, соляная кислота, серная кислота, водный раствор
гидроксида натрия, водный раствор нитрита натрия, дистиллированная вода.
Опыт 1. Действие азотистой кислоты на амины. В две пробирки наливают по 0,5
мл 5%-ного раствора этиламина и диэтиламина. Добавляют равные объемы насыщенного
раствора нитрита натрия и по 1 мл 10%-ной соляной кислоты. В первой пробирке
наблюдается выделение азота, во второй — образуется желтая маслообразная жидкость:
CH3 – CH2 – NH2 + HO – N = O  N2 + CH3 – CH2 – OH + H2O
CH3 – CH2 – NH – CH2 – CH3 + HO – N = O  (C2H5)2N – N = O + H2O
Опыт 2. Основные свойства анилина. В пробирку наливают 1 мл водной
эмульсии анилина и опускают в нее красную лакмусовую бумажку. Лакмусовая бумажка
не меняет своей окраски.
Опыт 3. Получение солей анилина н разложение нх щелочью. К 0,5 мл анилина
прибавляют 1 каплю 50%-ной серной кислоты. Выпадает белый кристаллический осадок
сернокислой соли анилина, трудно растворимой в воде. Аналогично получают
солянокислую соль анилина (с концентрированной соляной кислотой), которая легко
растворяется в воде.
В пробирку с солью анилина приливают 1 мл 10%-ного раствора гидроксида
натрия. Происходит выделение анилина.
C6H5NH2 + H2SO4  C6H5NH3 HSO4
148
C6H5NH3 HSO4 + NaOH  C6H5NH2 + NaHSO4
Опыт 4. Получение ацетанилида (опыт проводят в вытяжном шкафу). В
пробирку помещают 0,5 мл анилина и по каплям прибавляют равное количество
уксусного ангидрида. Смесь встряхивают и охлаждают. Через несколько минут выпадает
белый кристаллический осадок ацетанилида:
C6H5NH2 + CH3 – CO – O – CO – CH3  C6H5NHCOCH3 + CH3COOH
Опыт 5. Растворимость карбамида (мочевины) и его азотнокислой соли в воде.
В пробирку помещают несколько кристаллов карбамида и 1 мл воды. Пробирку
встряхивают, а затем проверяют реакцию среды по лакмусовой бумажке или с помощью
бумаги, смоченной универсальным индикатором. К раствору осторожно приливают 1 мл
концентрированной азотной кислоты, смесь нагревают на водяной бане 5 мин, а затем
охлаждают. Наблюдается выделение кристаллов малорастворимой соли — азотнокислого
карбамида:
NH2 – CO – NH2 + HNO3  NH2 – CO – NH2 HNO3
Отметьте, что в отличие от карбамида его соли плохо растворимы в воде.
Опыт 6. Взаимодействие карбамида с азотистой кислотой. В
пробирку наливают 1 мл водного раствора карбамида, добавляют 2 капли
концентрированного раствора соляной кислоты и 2 капли раствора нитрита натрия. При
встряхивании начинается бурное выделение пузырьков газа — азота и диоксида углерода:
NH2 – CO – NH2 + 2HNO2  2N2↑+ CO2↑ + H2O
Опыт 7. Гидролиз карбамида. К 1 мл раствора карбамида добавляют 1 мл 10%ного раствора гидроксида натрия и нагревают до кипения. Красная лакмусовая бумажка,
поднесенная к отверстию пробирки, синеет:
NH2 – CO – NH2 + 2H2O  2NH3 + CO2 + H2O
Опыт 8. Конденсация карбамида с формальдегидом. В сухую пробирку
помещают 0,5 г карбамида и добавляют 20%-ный раствор формальдегида до получения
прозрачного раствора. При осторожном нагревании пробирки содержимое мутнеет
вследствие образования карбамид-формальдегидного полимера.
CH2
O
nNH2
C
O
NH2 + mH
C
CH2
H
N
CH2
C
N
O
CH2
CH2
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
N
CH2
N
C
N
O
CH2
C
N
O
CH2
CH2
N
CH2
C
NH
CH2
O
Контрольные вопросы
Перечислите основные свойства карбамида (мочевины). Приведите уравнения
реакций.
Напишите уравнения реакций взаимодействия соляной кислоты с пропиламином,
диэтиламином, триизопропиламином.
С помощью какой реакции можно различить первичные, вторичные и третичные
амины?
Напишите структурные формулы всех изомеров соединения с общей формулой
C6H11NH2.
Как меняется основность в ряду: аммиак—метиламин—ацетамид?
Какой диамин используется для получения полиамидного волокна «найлон»?
Напишите реакцию Зинина.
149
Лабораторная работа № 7(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:
Пластмасса
Отношение к
Действие Действие Отношенагреванию
H2SO4
10% р-ра
ние к
NaOH
ацетону
Отношение к
бензолу
Полистирол
Поливинилхлорид
150
Полиэтилен
Лабораторная работа № 8(2ч.)
Тема: Гетерофункциональные соединения.
Цель работы: Изучить химические свойства гетерофункциональных соединений.
1. Образование хелатных комплексов с ионами металлов.
1.1. Взаимодействие α-аминокислот с солями меди (II) и железа (Ш).
а) К 1мл 1%-ного раствора глицина в воде добавляют несколько кристалликов медного
купороса и ацетата натрия (для создания буферного раствора). Раствор приобретает яркосинюю окраску.
б) К 1мл водного раствора глицина добавляют несколько кристалликов ацетата натрия, а
затем 4-5 капель 5%-ного раствора хлорида железа (Ш) до появления красного
окрашивания.
1.2. Взаимодействие ацетоуксусного эфира с хлоридом железа (Ш).
К 2 мл воды добавляют 2-3 капли ацетоуксусного эфира, а затем несколько капель 5%ного раствора FeCl3 до появления фиолетового окрашивания. Полущенный раствор
используют в опыте 3.2.2.
1.3. Образование комплекса меди (II) с винной кислотой реактив Фелинга).
В пробирку помещают 0,5мл 15% раствора CuSO4 и добавляют щелочной раствор
сегнетовой соли до полного растворения первоначально образующегося осадка Сu(ОН)2 с
образованием ярко-синего раствора комплексного соединения.
2.1. Реакции кетонной и енольной форм ацетоуксусного эфира.
2.1. Получение 2,4-динитрофенилгидразона.
К 1мл раствора 2,4-динитрофенилгидразина добавляют 2-3 капли ацетоуксусного эфира.
Наблюдают образование желтого осадка.
2.2. Бромирование ацетоуксусного эфира.
а) К 2-3 каплям ацетоуксусного эфира добавляют несколько капель бромной воды.
Наблюдают исчезновение окраски брома.
б) К полученному в опыте 3.1.2.
фиолетовому раствору
внутрикомплексного енолята ацетоуксусного эфира с Fe3+ добавляют по каплям бромную
воду до исчезновения окраски. Наблюдают, как через некоторое время окраска
восстанавливается.
3. Кетонное расщепление ацетоуксусного эфира.
В пробирку с газоотводной трубкой помещают 5 капель ацетоуксусного эфира, 5 капель
10%-ного раствора H2SO4 и нагревают. Не прекращая нагревания, конец газоотводной
трубки помещают сначала в пробирку с раствором Са(ОН)2, а затем, после помутнения
раствора, в пробирку, содержащую раствор иода, предварительно обесцвеченный
добавлением нескольких капель 10%-ного раствора NaOH. Наблюдают выпадение бледножелтого осадка во 2-ой пробирке.
4. Разложение лимонной кислоты.
В пробирку, снабженную газоотводной трубкой, помещают лопаточку лимонной кислоты,
10 капель H2SO4 (конц.) и нагревают. Конец газоотводной трубки опускают в пробирку с
раствором Са(ОН)2. После того, как раствор помутнеет, газоотводную трубку переносят в
другую пробирку, содержащую раствор иода, обесцвеченный добавлением нескольких
капель 10%-ного раствора NaOH. Наблюдают выпадение бледно-желтого осадка
йодоформа во 2-ой пробирке.
Лабораторная работа № 9 (2ч.)
151
Тема: Липиды. Качественные реакции на липиды.
Цель работы: Изучить химические свойства липидов.
Опыт 1. Обнаружение ненасыщенных жирных кислот в подсолнечном
масле
При добавлении бромной воды к подсолнечному маслу желтая окраска брома
исчезает. Реакция обусловлена наличием в растительном масле ненасыщенных жирных
кислот.
Ход работы. К 3 каплям подсолнечного масла добавляют 2 капли бромной воды,
встряхивают. Следят за изменением окраски.
Опыт 2. Открытие перекисных соединений в растительном масле
При взбалтывании растительного масла в хлороформе в кислой среде с раствором
йодистого калия, жидкость приобретает желтую окраску, которая при добавлении
крахмала переходит в синюю.
Реакция обусловлена наличием в масле перекисных соединений, которые окисляют
йодистый калий с образованием молекулярного йода.
Реакция может быть использована для количественного определения перекисного числа,
которое является показателем несвежести масла.
I2 + крахмал → синее окрашивание
Ход работы. В одну пробирку берут 2 капли свежего подсолнечного масла, в
другую - несвежего. Во все пробирки добавляют по 10 капель смеси ледяной уксусной
кислоты с хлороформом (2:1), по 5 капель 2% раствора йодида калия и встряхивают. Во
все пробирки добавляют по капли 0,5% раствора крахмала. Наблюдают за изменением
окраски в пробирках.
Результаты работы записывают в форме таблицы.
Масло подсолнечное
Окраска жидкости после добавления
Йодистого калия
Крахмал
Свежее
Несвежее
Опыт 3. Обнаружение стероидов в растительном масле
Эти реакции не являются строго специфичными только для холестерола: их дают
и другие вещества стероидной природы.
Ход работы. В сухую пробирку вносят 2 капли подсолнечного масла и
20 капель хлороформа. К раствору масла добавляют 20 капель смеси концентрированной
серной кислоты с формалином (50:1) и взбалтывают. Раствор разделяется на два слоя:
хлороформный вишневого цвета и слой серной кислоты красно-коричневого цвета с
зеленой флюоресценцией. Из верхнего хлороформного слоя отбирают 5-6 капель в сухую
пробирку и добавляют 1-2 капли уксусного ангидрида. Наблюдают изменение окраски.
Лабораторная работа № 10(2ч.)
Тема: Гетерофункциональные соединения.
Цель работы: изучение химических свойств гетероциклических соединений.
1. Реакции антипирина и амидопирина с хлоридом железа (III).
152
В пробирку помещают несколько кристаллов антипирина, добавляют две капли
воды и 1 каплю 1%-ного раствора хлорида железа (III). Появляется интенсивное и стойкое
оранжево-красное окрашивание, не исчезающее при стоянии.
Для сравнения в другую пробирку помещают несколько кристаллов амидопирина,
добавляют две капли воды и 1 каплю раствора хлорида железа (III). Появляется
фиолетовое окрашивание, быстро исчезающее при стоянии.
Окрашивание антипирина с хлоридом железа (III) обусловлено образованием
комплексного соединения ферропирина, а в случае амидопирина - образованием
продуктов окисления.
Реакция с хлоридом железа (III) является качественной, позволяющей отличить
амидопирин от антипирина.
2. Реакции антипирина и амидопирина с азотистой кислотой.
В пробирку помещают несколько кристаллов антипирина, добавляют две капли
воды, 1 каплю 10%-ного раствора серной кислоты и 1 каплю 5%-ного раствора нитрита
натрия. Появляется изумрудно-зеленое окрашивание, постепенно исчезающее, особенно
при избытке нитрита натрия.
Для сравнения в другую пробирку помещают несколько кристаллов амидопирина,
добавляют две капли воды, 1 каплю 10%-ного раствора серной кислоты и 1 каплю 5%ного раствора нитрита натрия. Появляется нестойкое фиолетовое окрашивание
Реакция с азотистой кислотой используется в фармацевтической практике для
распознания амидопирина и антипирина и отличия их друг от друга.
3. Растворимость мочевой кислоты и её натриевой соли в воде.
В пробирку помещают небольшое количество (на кончике шпателя) мочевой кислоты и
добавляют по каплям воду, периодически встряхивая. Растворения не происходит. Затем
добавляют 1 каплю 10%-ного раствора
гидроксида натрия. Осадок моментально растворяется вследствие образования
легкорастворимой динатриевой соли мочевой кислоты. Полученный раствор сохраняют
для следующего опыта.
4. Открытие мочевой кислоты (мурексидная проба).
На предметное стекло помещают с помощью пипетки 1 каплю раствора
динатриевой соли мочевой кислоты. Добавляют 1 каплю концентрированной азотной
кислоты и осторожно выпаривают, держа стекло над пламенем горелки. После
выпаривания раствора и появления слабого покраснения пятна на месте капли, нагревание
прекращают. Когда стекло остынет, сбоку от пятна помещают 1 каплю 10%-ного раствора
аммиака. На месте соприкосновения пятна и капли наблюдают появление полосы
пурпурно-фиолетового цвета.
При окислении азотной кислотой мочевая кислота образует аллоксантин, который
дает с аммиаком мурексид - аммониевую соль очень неустойчивой в свободном виде
пурпурной кислоты. Мурексидная проба применяется при анализе мочевых камней.
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
1.8.1 Рекомендуемая литература
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Артёменко А.И. Органическая химия. - М.: Высшая школа, 2000.
2. Артёменко А.И. и др. Практикум по органической химии. - М.: Высшая школа,
2001.
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. Несмеянов А.Н., Несмеянов Н.А. Начала органической химии. М.: Мир.-1974. Т.1,2.
153
6.
7.
8.
9.
Шабаров Ю.С. Органическая химия. М.: Химия. -1994. - Т.1,2.
Роберте Дж., Кассерио М. Основы органической химии. М.: Мир. -1978.-Т.1,2.
Моррисон Р., Бойд Р. Органическая химия. М.: Мир. -1974. - 1132с.
Нейланд О.Я. Органическая химия. М.: Высшая школа. - 1990. - 751с. Ю.Крам Д.,
Хэммонд Дж. Органическая химия. М.: Мир. - 1964. - 714с. П.Терней А.
Современная органическая химия. М.: Мир. -1981. - Т. 1,2.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Сайкс П. Механизмы реакций в органической химии. М.: Химия. -1991.-448с,
2. Керри Ф., Сандберг Р. Углубленный курс органической химии. М.: Химия.-1981.Т.1,2.
3. Рейнгард В., Хофман В. Механизмы химических реакций. М.: Химия. -1979. - 300с.
4. Органикум. Под ред. А.Н.Коста. Пер с нем. М.: Мир. -1992. - Т. 1,2.
5. Общая органическая химия. Под ред. Д. Бартона и Д. Оллиса. Пер. с англ. В
двенадцати томах. М., "Химия", 1981-1986.
1.9 Материально-техническое обеспечение дисциплины
1.9.1. Перечень используемых технических средств:
Лабораторная посуда: пробирки, мерные цилиндры, бюретки, колбы конические,
круглодонные, химические стаканы, воронки, водяная баня, плитка, пипетки, 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: органическая химия.
1.9.2. Перечень используемых пособий:
«Основные понятия органической химии» (комплект фолий с сопроводительным
текстом)/Под ред Л.В. Кузнецовой, К.К. Власенко. М.: Росучприбор.
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
Таблица «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»
Подборка слайдов «Электронное строение углеводородов»
Плакаты.
Видеофильмы.
1.10 Примерные зачетные тестовые задания.
Вариант 1
1. Органическая химия – это …
а) химия соединений азота;
б) химия соединений фосфора;
в) химия соединений углерода.
2. Название «уксусная кислота» дано:
154
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 →…
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?
155
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
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
CH3
CH
CH3
CH3
CH
CH3
а) бутан;
б) 2-метилпропан;
в) триметилметан?
5. Закончите уравнение реакции:
СН2 = СН2 + HCl → …
6. Осуществите превращения:
С2Н4 → C2H6 → C2H5Cl
156
CH3
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
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
157
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
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.
С2Н4
С2Н2 + Н2
CuCl
С2Н2 + С2Н4
CHC –
CH=CH2
а
2
3
2
3
Cr2O3
2
10.
Ni
C2H4+H2
C2H6
C2H6+Cl2 C2H5Cl + HCl
2
Ni
2
С2Н2+Н2
С2Н4
[О]
С2Н4
СН2ОН– СН2ОН
а
1
158
11.
б, г
б,г
2
12.
б
б
1
13.
…углеводороды, имеющие в
молекуле одну тройную связь.
б
1
14.
…углеводороды, имеющие в
молекуле одну двойную связь.
в
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
1
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
Ni
23.
СНСН + С2Н2+Н2
С2Н4
Al O
C2H4 + Н2О
С2Н5ОН
Kt, 450 C
2C2H5ОН
CH2=CH–
CH=CH2 + 2H2O
2
3
Pt, 4500C
2
3C6H10
2C6H12 + C6H6
C6H6 + CН3Сl  C6H5CH3 + HCl
0
159
5000C
CH2=CH–CH=CH2 + Сl2
CH2=CCl–CH=CH2 + НСl
Итого
40
Менее 20 баллов - «2»
21-30 баллов «3»
31-35 баллов «4»
36 баллов и более – «5»
1.11.1 Примерный перечень вопросов к экзамену.
1. Предмет органической химии, краткая история её становления и развития.
2. Основные положения теории строения органических соединений А.М. Бутлерова.
Классификация и номенклатура органических соединений.
3. Понятие о предельных углеводородах.
4. Алканы. Строение, изомерия и номенклатура. Основные способы получения.
5. Физические и химические свойства алканов. Хозяйственное значение.
6. Этиленовые углеводороды. Гомологические ряды.
7. Алкены. Строение, изомерия, номенклатура. Основные способы получения.
8. Физические и химические свойства алкенов. Хозяйственное значение. Полимерные
соединения (полиэтилен, полипропилен).
9. Диены. Строение, изомерия, номенклатура, классификация. Электронное строение.
Основные способы получения.
10. Физические и химические свойства диенов. Хозяйственное значение. Природный
каучук и его синтетические аналоги.
11. Алкины. Строение, изомерия, номенклатура. Основные способы получения.
12. Алкины. Физические и химические свойства. Хозяйственное значение.
13. Циклоалканы. Строение, изомерия, номенклатура. Способы получения.
14. Физические и химические свойства циклоалканов. Хозяйственное значение.
15. Циклоалкены. Строение, изомерия, номенклатура. Способы получения.
16. Физические и химические свойства циклоалкенов.
17. Арены. Строение молекулы бензола. Гомологи бензола, их изомерия и
номенклатура. Многоядерные арены, их номенклатура и классификация.
Небензоидные ароматические системы.
18. Способы получения, физические и химические свойства аренов.
19. Галогенпроизводные углеводородов. Строение, изомерия, номенклатура. Способы
получения.
20. Химические и физические свойства галогенпроизводных. Хозяйственное значение.
21. Спирты и фенолы. Классификация, строение, изомерия, номенклатура. Способы
получения.
22. Физические и химические свойства спиртов и фенолов. Хозяйственное значение.
23. Альдегиды и кетоны. Классификация, строение, изомерия и номенклатура.
Способы получения.
24. Физические и химические свойства альдегидов и кетонов. Хозяйственное значение.
25. Общая характеристика реакционной способности альдегидов и кетонов.
26. Окислительно-восстановительные превращения альдегидов и кетонов.
27. Карбоновые кислоты. Классификация, строение, изомерия и номенклатура
карбоновых кислот. Методы получения.
28. Физические и химические свойства карбоновых кислот. Хозяйственное значение.
29. Эфиры. Классификация и номенклатура. Способы получения эфиров.
160
30. Эфиры. Физические и химические свойства. Хозяйственное и биологическое
значение эфиров.
31. Жиры как разновидности сложных эфиров.
32. Моносахариды. Классификация, изомерия и номенклатура.
33. Дисахариды. Источники получения, строение, физические и химические свойства.
34. Полисахариды. Гомо - и гетерополисахариды. Источники получения, строение,
физические и химические свойства.
35. Амины. Классификация, строение, изомерия и номенклатура. Способы получения.
36. Физические и химические свойства аминов. Хозяйственное значение.
37. Азосоединения. Номенклатура, изомерия. Способы получения.
38. Физические и химические свойства азосоединений. Хозяйственное значение.
39. Нитрилы и изонитрилы. Номенклатура, изомерия. Способы получения.
40. Физические и химические свойства нитрилов и изонитрилов.
41. Тиолы. Номенклатура, изомерия. Способы получения.
42. Аминокислоты. Классификация, изомеры, номенклатура.
43. Физические свойства аминокислот.
44. Пептиды, полипептиды и белки. Пептидный синтез.
45. Нуклеиновые кислоты. Классификация и основные свойства.
46. Пятичленные гетероциклы с одним гетероатомом. Химические свойства основных
представителей.
47. Нуклеиновые кислоты. Нуклеотидная последовательность.
48. Водородные связи и гидрофобные взаимодействия между азотистыми
основаниями.
1.11.2 Примерный перечень заданий к экзамену.
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 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?
8. Напишите структурные формулы всех возможных изомеров ароматических
соединений общей формулы С10Н14.
9. Напишите уравнения реакций получения метилбензола, о-ксилола,
изопропилбензола.
10. Приведите механизм галогенирования бензола.
11.Чем различаются способы получения хлористого бензила и
хлорбензола?
12. Напишите уравнения реакций следующих превращений:
13. Напишите структурные формулы всех изомеров гексилового спирта.
14. Напишите уравнения реакций гидролиза водным раствором гидроксида натрия
следующих соединений: а) 2-хлорбутана; б) 2-хлор-2-метилпентана; в) 1хлорпропана.
161
15. Каким способом можно получить 2-метилпропанол-1 из ацетилена? 16.
Напишите структурные формулы простых эфиров общей формулы
С6Н14О.
17. Напишите уравнение реакции окисления пропилена водным раствором
перманганата калия. Назовите образовавшийся продукт.
18. Напишите уравнение реакции взаимодействия глицерина с
гидроксидом меди (П).
19. Напишите все возможные изомеры альдегидов и кетонов,
соответствующие молекулярной формуле С6Н12О.
20. Напишите
уравнения
реакций
гидролиза
следующих
галогенпроизводных: а)
1,1-дихлорпропана;
б)
1,1-дихлор-2метилбутана; в) 2,3-дибромбутана.
21. Какие спирты образуются при восстановлении водородом следующих
соединений: а) пропаналя; б) бутаналя;
в) пропанона; г) 3-метилпентанона-2?
22.Напишите уравнения реакций взаимодействия с водой (в присутствии
катализатора) следующих соединений: а) пропина; б) бутина-2.
23. Напишите уравнения реакций окисления: а) бутаналя;
б) 2-метилбутаналя; в) пропанона.
24. Объясните, почему реакцию с солянокислым гидроксиламином можно
использовать для количественного определения альдегидов.
25. Напишите уравнения реакций получения масляной кислоты из бутана.
26. Какое вещество получится, если на йодистый этил подействовать
цианидом калия, а полученный нитрил омылить водой? Напишите
уравнения реакций.
27. Как обнаружить акриловую кислоту в смеси с уксусной кислотой? 28. Какой
необходимо взять кетон, чтобы при его окислении получить
первые четыре члена гомологического ряда одноосновных
насыщенных карбоновых кислот?
29. Перечислите основные свойства карбамида (мочевины). Приведите уравнения
реакций.
30. Напишите уравнения реакций взаимодействия соляной кислоты с
пропиламином, диэтиламином, триизопропиламином.
31. С помощью какой реакции можно различить первичные, вторичные и
третичные амины?
32. Напишите структурные формулы всех изомеров соединения с общей формулой
С6Н11NH2.
33.Как меняется основность в ряду: аммиак—метиламин—ацетамид?
34.Какой диамин используется для получения полиамидного волокна
«найлон»?
35.Напишите реакцию Зинина.
1.12 Комплект экзаменационных билетов
(утвержден на заседании кафедры 08.12.08, протокол № 7)
Экзаменационный билет № 1
Вопрос 1. Предмет органической химии. Основные положения теории строения
органических соединений А.М. Бутлерова. Классификация и номенклатура
органических соединений.
Вопрос 2. Относительная плотность паров алкана по воздуху равна 7,31. Выведите
молекулярную формулу алкана.
Экзаменационный билет № 2
162
Вопрос 1. Алканы. Строение, изомерия и номенклатура. Основные способы
получения. Хозяйственное значение.
Вопрос 2. C2H5OHC2H4ХC4H10CO2
Экзаменационный билет № 3
Вопрос 1. Физические и химические свойства алканов.
Вопрос 2. Плотность циклоалкана при нормальных условиях равна 2,5 г/л.
Выведите молекулярную формулу циклоалкана.
Экзаменационный билет № 4
Вопрос 1. Алкены. Строение, изомерия, номенклатура. Основные способы
получения. Полимерные соединения (полиэтилен, полипропилен).
Вопрос 2. Относительная плотность паров органического соединения по водороду
равна 71. При сжигании 2,84 г этого вещества образуется 4,48 л диоксида углерода
(н. у.) и 3,96 г воды. Выведите молекулярную формулу органического соединения.
Экзаменационный билет № 5
Вопрос 1. Физические и химические свойства алкенов. Хозяйственное значение.
Вопрос 2. Относительная плотность паров углеводорода по водороду равна 49.
Массовая доля углерода в нем равна 85,71 %, массовая доля водорода равна
14,29%.Выведите молекулярную формулу углеводорода.
Экзаменационный билет № 6
Вопрос 1. Диены. Строение, изомерия, номенклатура, классификация. Электронное
строение. Основные способы получения.
Вопрос 2. C2H5OH→C2H4→C2H4Cl2 →C2H2→CH3CHO
Экзаменационный билет № 7
Вопрос 1. Физические и химические свойства диенов. Хозяйственное значение.
Природный каучук и его синтетические аналоги.
Вопрос 2. C3H6 C3H7ClC3H7OHC3H6 C6H12
Экзаменационный билет № 8
Вопрос 1. Алкины. Строение, изомерия, номенклатура. Основные способы
получения. Хозяйственное значение.
Вопрос 2. Найдите массу воды, необходимой для получения метана из 3,6 г карбида
алюминия.
Экзаменационный билет № 9
Вопрос 1. Алкины. Физические и химические свойства.
Вопрос 2. СН4 С2Н6  C2H4  С2Н2  С6Н6толуол
Экзаменационный билет № 10
Вопрос 1. Циклоалканы. Строение, изомерия, номенклатура. Способы получения.
Вопрос 2. CH4CH3BrC2H6C2H5OHC2H4
Экзаменационный билет № 11
Вопрос 1. Циклоалканы. Физические и химические свойства циклоалканов.
Вопрос 2. Относительная плотность паров углеводорода по азоту равна 3. Массовые
доли углерода и водорода в нем равны соотственно 85,71% и 14,29%. Выведите
163
молекулярную формулу углеводорода.
Экзаменационный билет № 12
Вопрос 1. Арены. Строение молекулы бензола. Гомологи бензола, их изомерия и
номенклатура. Способы получения аренов.
Вопрос 2. С2H6ХC4H10C4H8C4H8Cl2
Экзаменационный билет № 13
Вопрос 1. Физические и химические свойства аренов. Хозяйственное значение.
Вопрос 2. CH3OHCH3OOCCH3CH3COOH C2H6
Экзаменационный билет № 14
Вопрос 1. Спирты и фенолы. Классификация, строение, изомерия, номенклатура.
Способы получения.
Вопрос 2. пропан→гексан → бензол → циклогексан →вода
Экзаменационный билет № 15
Вопрос 1. Физические и химические свойства спиртов. Хозяйственное значение.
Вопрос 2. Найдите объем кислорода, необходимый для сжигания 500 мл
циклопропана.
Экзаменационный билет № 16
Вопрос 1. Физические и химические свойства фенолов. Хозяйственное значение.
Вопрос 2. Относительная плотность паров алкена по воздуху равна 2,414. Выведите
молекулярную формулу алкена.
Экзаменационный билет № 17
Вопрос 1. Альдегиды и кетоны. Классификация, строение, изомерия и
номенклатура. Способы получения.
Вопрос 2. Относительная плотность паров органического вещества по водороду
равна 42. При сжигании 7 г этого вещества образуется 22 г диоксида углерода и 9 г
воды.
Выведите молекулярную формулу органического вещества.
Экзаменационный билет № 18
Вопрос 1. Физические и химические свойства альдегидов. Хозяйственное значение.
Вопрос 2. Относительная плотность углеводорода по кислороду равна 1,25.
Массовая доля углерода в нем равна 90%.Выведите молекулярную формулу
углеводорода.
Экзаменационный билет № 19
Вопрос 1.
Карбоновые кислоты. Классификация, строение, изомерия и
номенклатура карбоновых кислот. Методы получения.
Вопрос 2. Относительная плотность паров органического соединения по азоту равна
5. При сжигании 35 г этого соединения получен углекислый газ, занимающий при
нормальных условиях объем 56 л, и вода массой 45 г. Выведите молекулярную
формулу соединения.
Экзаменационный билет № 20
Вопрос 1. Физические и химические свойства карбоновых кислот. Хозяйственное
значение.
Вопрос 2. C2H2Cl2C2H2CH3CHO CH3COH
164
Экзаменационный билет № 21
Вопрос 1. Эфиры. Классификация и номенклатура. Способы получения.
Физические и химические свойства. Жиры как разновидности сложных эфиров.
Хозяйственное и биологическое значение эфиров.
Вопрос 2. CH3CH2OOCCH3C2H5OHC2H4

CH3COONa
Экзаменационный билет № 22
Вопрос 1. Моносахариды. Классификация, изомерия и номенклатура.
Биологическое значение.
Вопрос 2. Относительная плотность паров углеводорода по водороду равна 35.
Массовые доли углерода и водорода в нем равны соответственно 85,715% и
14,285%. Выведите молекулярную формулу углеводорода.
Экзаменационный билет № 23
Вопрос 1. Дисахариды. Источники получения, строение, физические и химические
свойства.
Вопрос 2. C2H5OH→CH3COOC2H5→ C2H5OH→ CH3CHO
Зав. кафедрой экологии
_________________
(П.В. Ласкин)
Утверждено на заседании кафедры
Экзаменационный билет № 24
Вопрос 1. Амины. Классификация, строение, изомерия и номенклатура. Способы
получения.
Вопрос 2. Относительная плотность паров органического соединения по водороду
равна 28. При сжигании 19,6 г этого соединения образуется 31,36 л углекислого газа
(н.у.) и 25,2 г воды.
Выведите молекулярную формулу органического соединения.
Экзаменационный билет № 25
Вопрос 1. Физические и химические свойства аминов. Хозяйственное значение.
Вопрос 2.пропангексанциклогексанбензолнитробензол
Экзаменационный билет № 26
Вопрос 1. Аминокислоты. Классификация, изомеры, номенклатура. Физические
свойства аминокислот.
Вопрос 2. CH4→C2H6→C2H4→C2H5Cl→C2H5OH→C2H5OC2H5
Экзаменационный билет № 27
Вопрос 1. Аминокислоты. Химические свойства. Пептидный синтез
Вопрос 2. Относительная плотность паров углеводорода по водороду равна 41.
Массовая доля водорода в нем равна 12,2%. Выведите молекулярную формулу
углеводорода.
Экзаменационный билет № 28
Вопрос 1. Полисахариды. Источники получения, строение, физические и
химические свойства.
Вопрос
2.
карбид
кальция→ацетилен→формальдегид→муравьиная
кислота→угольная кислота
Экзаменационный билет № 29
165
Вопрос 1. Нуклеиновые кислоты. Классификация и основные свойства.
Вопрос 2. ацетилен→бензол→нитробензол→анилин→азот
1.13 Примерная тематика рефератов.
1. История развития учения о строении органических веществ.
2. Жизнь и деятельность А.М Бутлерова.
3. История открытия и изучения бензола.
4. Биологическая роль этилена.
5. Нефть и виды жидкого углеводородного топлива.
6. Природный газ и его применение в народном хозяйстве.
7. Красители на основе азотосодержащих органических веществ.
8. Органические нитросоединения и их роль в производстве взрывчатых веществ.
9. Спирты и их применение в народном хозяйстве.
Высокомолекулярные соединения и их роль в народном хозяйстве.
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 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для
оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
Модуль «Органическая химия»
Посещение лекций – 80 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 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.
ЛБ №6 – до 10 баллов.
ЛБ №7 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №10 – до 10 баллов.
Зачетное тестирование – 40 баллов.
166
Итого: 370 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
студентом в строго определенные сроки в соответствии с учебным календарным планом.
Целью самостоятельной работы студента является подготовка тестированию по
соответствующим темам и экзамену.
Для оценки 5 сумма баллов за все модули должна быть не менее 320, для оценки 4
– не менее 250 баллов и для оценки 3 – не менее 200 баллов. Если оценка студента не
устраивает или он набрал менее 200 баллов, студент сдает экзамен по дисциплине.
Выполнение практической части обязательно.
РАЗДЕЛ 2. Методические указания по изучению дисциплины
Организация работы и ведение лабораторного журнала
1. Прежде чем приступить к выполнению лабораторной работы, изучите необходимый
материал по учебнику, лекционным записям и методическим указаниям к ней.
2. До начала опыта предварительно подробно ознакомьтесь по методическим указаниям
с условиями выполнения данного опыта и продумайте последовательность операции.
3. Выполняя опыт, соблюдайте все меры предосторожности, количественные
соотношения веществ, проводите необходимые наблюдения.
4. Все лабораторные работы выполняйте индивидуально, за исключением тех, которые
по указанию преподавателя проводятся группами. Опыты производите в чистой посуде.
5. Не загромождайте свое рабочее место: не кладите на стол портфели, книги, свертки и
пр.
6. Не уносите приборы, аппараты, реактивы общего пользования на свое рабочее место.
Примите за правило: каждый предмет или реактив необходимо возвращать на место сразу
после его использования.
7. Соблюдайте тишину в лаборатории. По окончании работы вымойте химическую
посуду, тщательно уберите рабочее место, отключите воду и электричество.
8. Запись выполненных работ и обязательных опытов производите в лабораторном
журнале, в котором должны быть представлены все необходимые наблюдения, схема
установки, уравнения реакций, вычисления, выводы.
Все наблюдения записывайте в лабораторный журнал непосредственно после
проведения каждого опыта. При этом особое внимание следует обращать на эффект
реакции: изменение окраски, выпадение и растворение осадка, появление характерного
запаха и т.д.
Недопустимо пользоваться «случайными» листочками бумаги: это может привести к
ненужной переписке и, кроме того, потере результатов экспериментов.
В отчете о лабораторной работе должны быть указаны:
1) дата выполнения работы;
2) название лабораторной работы;
3) номер и наименование опыта;
4) рисунок или схема прибора (если пользовались прибором);
5) последовательность выполнения работы (условия проведения и краткое описание
опыта);
6) наблюдаемые явления;
7) уравнения всех реакций, происходящих в опыте;
8) таблица с результатами наблюдений;
167
9) расчеты (если работа носит количественный характер);
10) графики;
11) ответы на поставленные вопросы;
12) выводы.
К графическому представлению экспериментальных данных предъявляются
следующие требования. График размером около половины тетрадного листа выполняют
карандашом на миллиметровой бумаге и вклеивают в лабораторный журнал.
Координатные оси располагают на расстоянии 1—1,5 см от края листа и не заканчивают
стрелками. Масштаб выбирают таким образом, чтобы график занимал все поле между
осями координат. При соединении экспериментальных точек следует учитывать не только
относительное их расположение, но и теоретические представления о виде (типе)
зависимости.
Правила техники безопасности при работе химической лаборатории
Работа в химической лаборатории требует особого внимания и обязательного
выполнения необходимых требований. Это связано с тем, что в лаборатории находятся
электрические приборы, едкие, ядовитые и огнеопасные вещества. Поэтому при работе в
лаборатории студенты должны строго соблюдать следующие правила техники
безопасности:
1. При выполнении всех работ в химической лаборатории следует соблюдать
осторожность.
2. В целях безопасности работать с малыми количествами реактивов.
3. Следует предохранять руки от пореза стеклом, ожогов горячими предметами и
концентрированными кислотами и щелочами.
4. Нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. Нюхать вещества следует, держа
отверстие пробирки с веществом на некотором расстоянии от лица, ниже уровня носа и
направляя струю газа или пара движением руки к себе.
5. Нагревать жидкость в пробирке следует постепенно, направляя отверстие пробирки в
сторону от своего и соседнего рабочего места, так как вследствие частичного перегрева
может произойти выбрасывание жидкости.
6. Нельзя наклоняться над пробиркой с кипящей жидкостью, а также над сосудом, в
котором смешивают какие-либо вещества, особенно жидкости. Наблюдать за ходом
реакции в стеклянном сосуде следует через его стенки.
7. При растворении кислот необходимо наливать кислоту в воду (как в случае с серной
кислотой), а не наоборот.
8. Все опыты с неприятно пахнущими и ядовитыми веществами следует проводить только
в вытяжном шкафу.
9. Весьма вредны пары ртути, поэтому пролитую ртуть нужно тщательно собрать и
обязательно сообщить об этом преподавателю. Поверхность, на которой была ртуть,
необходимо тщательно смочить раствором хлорида железа (III) с массовой долей 20 %.
10. Работу с эфиром, толуолом, спиртом и другими легковоспламеняющимися веществами
следует проводить вдали от огня.
11. Израсходованные или взятые в избытке реактивы нельзя выливать обратно в склянки
или раковины, их следует переливать в специально отведенные стеклянные емкости.
12. Нельзя путать пробки от склянок, а также пипетки для взятия реактивов.
13. Горячие пробирки и посуду необходимо ставить только на специальные подставки.
14. После работы в лаборатории обязательно вымойте руки.
15. При попадании реактива (особенно щелочи или кислоты) в глаза, на кожу или
одежду, прежде всего, смойте его большим количеством воды, а затем промойте
пораженные участки нейтрализующим средством.
168
16. При термических ожогах пораженное место смочите раствором таннина в спирте или
раствором перманганата калия с массовой долей 2 %.
17. При химических ожогах сильной струей воды удалите с кожи вещество, вызвавшее
ожог, сообщите преподавателю или лаборанту о несчастном случае.
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.
Модуль «Общая химия»
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
соединения.
169
Лекция 2. Основы строения вещества.
2.1. Строение атома. Понятие о квантовой механике.
2.2. Характеристика состояния электронов системой квантовых чисел, их физический
смысл. Атомные орбитали для s-, p-, d- состояний электронов.
2.3. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках.
Правило Хунда.
2.4. Последовательность энергетических уровней и подуровней
многоэлектронных атомах. Энергия ионизации, сродство к электрону.
электронов
в
2.5. Периодический закон Д.И.Менделеева и строение атомов элементов. Современная
формулировка периодического закона. Структура периодической системы.
2.6. 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.
2.7. Периодический закон как основа неорганической химии, его философское значение.
Лекция 3.Химическая связь.
3.1. Ковалентная связь. Метод валентных связей.
3.2. Электроотрицательность. Свойства ковалентной связи; направленность и
насыщаемость. Полярная ковалентная связь. Механизм образования ковалентной связи
(обменный, донорно-акцепторный). Характеристика ковалентной связи: длина, прочность,
валентные углы.
3.3. Понятие о нахождении средней энергии связи в сложных молекулах. Эффективные
заряды атомов в молекулах. Дипольные моменты и строение молекул.
3.4. Основные положения метода валентных связей. Валентность элемента.
3.5. 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.
3.6. Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных сил. Энергия
межмолекулярного взаимодействия. Взаимодействие между полярными и неполярными
молекулами: ориентационное индуктивное, дисперсионное (силы ван-дер-Ваальса).
3.7. 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.).
170
3.8. 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 4. Химическая термодинамика.
4.1. Элементы химической термодинамики. Функции состояния. Понятие о химической
термодинамике. Внутренняя энергия и энтальпия, их физический смысл. Термохимия
Экзо- 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.
4.2 Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия и строение вещества. Изменение
энтропии в различных процессах. Использование справочных данных для расчета
характеристик различных процессов.
4.3. 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.
4.4. 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-Шателье-Брауна. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов на
химическое равновесие.
Лекция 5. Химическая кинетика.
5.1. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости
химической реакции. Порядок и молекулярность химических реакций.
5.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость химической
реакции от температуры.
5.3.Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
5.4. Гомогенный и гетерогенный катализ.
5.5. 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).
5.6. Правило Ле – Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы
состояния воды.
171
Лекция 6. Истинные растворы.
6.1. Растворы неэлектролитов. Процессы, сопровождающие образование жидких
истинных растворов. Краткая характеристика межмолекулярных взаимодействий в
растворах.
6.2. Закон Рауля. Идеальные и реальные растворы. Активность. Коэффициент активности
как мера отклонения свойств компонента от поведения в идеальном растворе.
6.3. Кипение и отвердевание растворов. Эбулиоскопия
осмотическое давление. Закон Вант – Гоффа;
и
криоскопия.
Осмос
и
6.4. 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.
Лекция 8. Растворы электролитов.
8.1. Растворы электролитов. Типы электролитов.
8.2. Ассоциированные и неассоциированные электролиты. Теория электролитической
диссоциации Аррениуса. Сольватация ионов и молекул.
8.3. Определение степени диссоциации слабого электролита в растворе на основе
измерений электропроводности.
8.4. Константа диссоциации; закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация
слабых электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого
электролита в растворе.
8.5. Равновесие в системе, состоящей из насыщенного раствора электролита и его
кристаллов. Кривая растворимости.
8.6.Произведение растворимости; условия осаждения и растворения малорастворимого
электролита.
Лекция 9. Дисперсные системы. Комплексные соединения.
9.1. Введение в физикохимию поверхностных явлений. Основные положения
термодинамики поверхностных явлений. Признаки объектов коллоидной химии.
9.2. Классификация дисперсных систем. Растворы. Коллоиды. Грубодисперсные системы.
Поверхностное натяжение. Полная поверхностная энергия. Уравнение Гиббса—
Гельмгольца. Адсорбция. Адгезия, смачивание и растекание.
9.3. Дисперсность и термодинамические свойства тел. Капиллярные явления. Методы
получения дисперсных систем: диспергирование и конденсация.
9.4. Коллоидные растворы. Строение мицеллы. Устойчивость коллоидов. Золи и гели.
95. Аэрозоли, дымы, туманы. Реакций, описывающих процессы при возникновении
химического и фотохимического смога.
172
9.6. Химия комплексных соединений. Общие сведения о комплексных соединениях.
Комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сфера
комплексного соединения. Классификация комплексов.
Лекция 10. Окислительно-восстановительные свойства веществ.
10.1.
Окислительно-восстановительные
реакции.
Важнейшие
окислители
и
восстановители. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений и
периодический закон.
10.2. Классификация реакций окисления-восстановления. Составление уравнений реакций
окисления-восстановления.
10.3. Окислительно-восстановительный эквивалент. Понятие об электродных
потенциалах.
Стандартные
электродные
потенциалы,
э.д.с.
окислительновосстановительной реакции. Электродный потенциал. Ряд напряжений металлов.
Уравнение Нерста.
10.4. Электролиз. Вычисление стандартного изменения энергии Гиббса окислительновосстановительных реакции на основе данных э.д.с.
10.5.Гальванические элементы. Электролиз расплавов и водных растворов и солей.
Инертные и активные электроды. Примеры использования олова, цинка и магния для
защиты железа от коррозии.
Модуль «Неорганическая химия»
Лекция 1. Водород и кислород.
1.1 Водород в природе.
1.2 Получение водорода – лабораторные и промышленные методы.
1.3 Физические и химические свойства водорода. Применение водорода.
1.4 Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение.
1.5 Кислород в природе. Характеристика состава воздуха.
1.6 Получение, физические и химические свойства кислорода. Биогеохимический
круговорот кислорода.
1.7 Озон. Превращения озона в кислород и взаимодействия оксида азота (II) с озоном.
Лекция 2. Галогены и их соединения.
2.1 Общая характеристика галогенов. Галогены в природе.
2.2 Физические свойства галогенов.
2.3 Химические свойства галогенов.
2.4 Получение (лабораторные и промышленные методы) и применение галогенов.
2.5 Соединения галогенов с водородом, их физические и химические свойства.
2.6 Соединения галогенов кислородом, их физические и химические свойства.
Лекция 3. Сера и ее соединения.
3.1 Сера в природе. Получение серы.
3.2 Физические и химические свойства серы. Применение серы.
3.3 Сероводород, получение, физические и химические свойства, применение.
3.4 Сульфиды, получение, физические и химические свойства, применение.
3.5 Диоксид серы, получение, физические и химические свойства, применение.
173
3.6 Сернистая кислота, получение, физические и химические свойства, применение.
3.7 Триоксид серы, получение, физические и химические свойства, применение.
3.8 Серная кислота, получение, физические и химические свойства, применение.
3.9 Круговорот серы и факторы, влияющие на него.
Лекция 4. Азот в природе и промышленности.
4.1 Азот в природе. Получение и свойства азота.
4.2 Аммиак. Соли аммония. Получение аммиака.
4.3 Оксиды азота.
4.4 Азотистая кислота, химические свойства, получение применение. Нитриты.
4.5 Азотная кислота, химические свойства, получение применение. Нитраты.
Лекция 5. Фосфор и его соединения.
5.1 Фосфор в природе.
5.2 Получение и свойства фосфора.
5.3 Соединения фосфора с водородом и галогенами.
5.4 Оксиды и кислоты фосфора.
5.5 Круговороты азота и фосфора и факторы, влияющие на них. Реакций связывания
5.6фосфора в природе.
5.7 Фосфорные удобрения.
Лекция 6. IV группа элементов.
6.1 Углерод в природе. Аллотропные модификации углерода.
6.2 Химические свойства углерода. Карбиды.
6.3 Диоксид углерода, угольная кислота, их получение и химические свойства.
6.4 Оксид углерода (II).
6.5 Соединения углерода с серой и азотом.
6.6 Биогеохимический круговорот углекислого газа.
6.7 Кремний в природе. Получение и свойства кремния.
6.8 Соединения кремния с водородом и галогенами.
6.9 Диоксид кремния, его химические свойства.
6.10 Кремниевые кислоты и их соли.
Лекция 7. Общие свойства металлов.
7.1 Электронное строение металлов.
7.2 Кристаллическое строение металлов.
7.3 Физические свойства металлов.
7.4 Общие химические свойства металлов.
7.5 Получение металлов. Сплавы.
7.6 Проблемы загрязнения природных объектов тяжелыми металлами.
7.8 Коррозия металлов.
Лекция 8. Щелочные и щелочно-земельные металлы.
8.1 Щелочные металлы в природе.
8.2 Получение и свойства щелочных металлов.
8.3 Натрий, физические и химические свойства, получение, применение.
8.4 Калий, физические и химические свойства, получение, применение.
174
8.5 Магний, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
8.6 Кальций, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства,
применение.
8.7 Жесткость воды и методы ее устранения.
Лекция 9. АЛЮМИНИЙ И ХРОМ. СЕМЕЙСТВО ЖЕЛЕЗА.
9.1 Алюминий и хром, нахождение в природе.
9.2 Получение алюминия и хрома (лабораторные и промышленные методы).
9.3 Физические и химические свойства алюминия и хрома, применение.
9.4 Оксиды алюминия и хрома, нахождение в природе, получение (лабораторные и
промышленные методы), физические и химические свойства, применение.
9.5 Железо. Нахождение в природе. Физические свойства железа.
9.6 Диаграмма состояния железо-углерод. Производство чугуна и стали. Сплавы железа.
9.7 Химические свойства железа. Соединения железа и их свойства.
Лекция 10. БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ. ПЛАТИНОВЫЕ МЕТАЛЛЫ.
10.1 Общая характеристика благородных газов.
10.2 Гелий, нахождение в природе, получение, применение, физические и химические
свойства.
10.3 Общая характеристика платиновых металлов.
10.4 Платина, палладий, иридий, нахождение в природе, получение, применение,
физические и химические свойства.
Модуль 3. «Аналитическая химия»
Лекция 1. Предмет и задачи аналитической химии.
1.1 Анализ и синтез. Предмет и задачи аналитической химии. Связь аналитической химии
с другими науками и её значение для контроля окружающей среды.
1.2 Качественный и количественный анализ.
1.3 Методы анализа: химические, физические, физико-химические.
1.4 Аналитические проблемы: снижение пределов обнаружения, повышение точности,
экспрессность анализа, локальность и анализ без разрушения, микро- и
ультрамикроанализ.
1.5 Основные типы реакций и процессов в химическом анализе: кислотно-основные,
окислительно-восстановительные
комплексообразования,
осаждения-растворения,
сорбции и экстракции.
1.6 Задачи и выбор метода обнаружения и идентификация атомов, ионов, молекул и
веществ.
Лекция 2. Основы качественного химического анализа.
2.1 Основы качественного анализа. Методы качественного анализа.
2.2 Макро-, микро- и полумикрометоды. Капельный анализ.
2.3 Мокрые и сухие методы анализа.
2.4 Методы, основанные на нагревании, сплавлении и прокаливании веществ.
2.5 Основные методы разделения и концентрирования: экстракция, осаждение,
хроматография.
2.6 Микрокристаллоскопические методы.
175
Лекция 3. Аналитические реакции.
3.1 Понятие об аналитических реакциях и реактивах.
3.2 Техника выполнения анализа.
3.3 Общие и частные аналитические реакции.
3.4 Реакции обнаружения и разделения ионов.
3.5 Специфичность и чувствительность аналитических реакций при обнаружении
отдельных элементов.
3.6 Объекты окружающей среды: воздух, природные и сточные воды почвы, донные
отложения; цели и особенности их анализа.
3.7 Органические и полимерные вещества. Особенность их анализа. Контроль за
выбросами органических производств и нефтеперерабатывающих предприятий (фенолы,
нефтяные углеводороды).
Лекция 4. Химическое равновесие в гомогенных системах.
4.1 Теория растворов в аналитической химии.
4.2 Протолитическая теория кислот и оснований.
4.3 Равновесие в гомогенных средах.
4.4 Сильные и слабые электролиты.
4.5 Гидролиз солей.
4.6 Амфотерность. Комплексообразование в водных растворах.
4.7 Основные положения теории сильных электролитов.
4.8 Понятие об активности и коэффициенте активности.
4.9 Ионизация воды. Водородный и гидроксидный показатели.
4.10 Вычисление рН в водных растворах кислот и оснований.
Лекция 5. Окислительно-восстановительные реакции.
5.1 Окислительно-восстановительные процессы в аналитической химии.
5.2 Окислительно-восстановительный потенциал.
5.3 Направление окислительно-восстановительных реакций.
5.4 Влияние концентрации, реакции среды и температуры на
восстановительный потенциал.
5.5 Уравнение Нернста.
окислительно-
Лекция 6. Качественный анализ катионов и анионов.
6.1 Качественный анализ катионов.
6.2 Аналитическая классификация катионов при кислотно-основном методе анализа.
6.3 Кислотно-основная схема проведения анализа смеси катионов.
6.4 Качественный анализ анионов.
6.5 Аналитическая классификация анионов.
6.6 Аналитические реакции анионов I и II аналитической группы.
Лекция 7. Гетерогенные системы. Произведение растворимости.
7. 1 Гетерогенные равновесия в системе «раствор — осадок».
7.2 Произведение растворимости.
7.3 Вычисления растворимости, произведения растворимости.
7.4 Основы весового анализа (гравиметрия).
7.5 Техника работы в гравиметрическом анализе.
176
7.6 Расчеты в гравиметрическом анализе.
7.7 Анализ силикатов, карбонатов, полиметаллических руд.
Лекция 8. Основы объёмного анализа.
8.1 Основы объёмного анализа.
8.2 Понятие о титровании и титре.
8.3 Связь между титром и нормальностью.
8.4
Титриметрические
методы
анализа:
восстановительный, комплексонометрический.
8.5 Расчёты в титриметрическом анализе.
кислотно-основной,
окислительно-
Лекция 9. Кислотно-щелочное титрование
9.1 Общая характеристика метода кислотно-основного титрования.
9.2 Индикаторы и их использование в титровании.
9.3 Расчёты рН в точке эквивалентности и выбор индикатора.
9.4 Окислительно-восстановительные методы объёмного анализа.
9.5 Иодометрия.
9.6 Перманганатометрия.
9.7 Определение металлов, нитратов, сульфитов редокс-методами.
Лекция 10. Физико-химические (инструментальные) методы анализа.
10.1 Физико-химические (инструментальные) методы анализа. Электрохимические
методы анализа. Потенциометрия. Электроды сравнения и индикаторные, их
характеристика.
10.2 Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование.
10.3 Полярография. Теоретические основы метода.
10.4 Амперометрическое титрование с одним индикаторным электродом. Область
применения метода, преимущества и недостатки.
10.5 Кулонометрия. Теоретические основы метода, законы Фарадея
10.6 Кулонометрическое титрование.
10.7 Спектральные методы анализа. Классификация спектральных методов.
10.8 Абсорбционная молекулярная спектроскопия.
10.9 Основы фотометрического качественного и количественного анализа.
10.10 Хроматографические методы анализа. Классификация по механизму сорбции.
10.11 Основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная, осадочная,
ионнообменная и газовая.
Модуль 4. «Органическая химия»
Лекция 1. Предмет и задачи органической химии.Теория строения
органических соединений.
1.1 Главные цели и задачи органической химии как учебного предмета, связь ее с другими
науками.
1.2 Классификация органических соединений. Особенности строения атома углерода,
основные функциональные группы.
177
1.3 Теория строения органических соединений А.М. Бутлерова, основные принципы
квантовой органической химии.
1.4 Типы гибридизации атома углерода, возможные степени окисления.
1.5 Валентность. Основные типы связей в органических соединениях и их
характеристики: длина, энергия, полярность, поляризуемость, дипольный момент,
потенциал ионизации, электроотрицательность, валентные углы.
1.6 Гомолитический и гетеролитический разрыв связей.
1.7 Классификация реагентов и реакций.
1.8 Номенклатура органических соединений: историческая, рациональная, ИЮПАК.
Основные правила составления названий органических веществ.
Лекция 2. Предельные углеводороды (алканы). Этиленовые углеводороды
(алкены).
2.1 Гомологический ряд, изомерия алканов.
2.2 Химические свойства, реакции замещения (галогенирования, нитрования,
сульфохлорирования), окисления.
2.3 Реакция расщепления. Крекинг, пиролиз, особенности их протекания, значение.
2.4 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), промышленные способы получения алканов, нахождение их в природе.
2.5 Гомологический ряд, изомерия непредельных углеводородов. Геометрическая
изомерия. Сравнительный анализ характеристик σ- и π-связи.
2.6 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.
2.7 Методы получения: реакции отщепления и их механизм, правило Зайцева.
Дегидратация спиртов. Дегидрогалогенирование, дегалогенирование галогеналканов,
дегидрирование предельных углеводородов. Нахождение в природе области применения
алкенов.
Лекция 3. Алкины.Диены.Циклические углеводороды.
3. 1 Гомологические ряды, изомерия, номенклатура алкинов. Физические свойства.
3.2
Способы
образования
тройной
связи,
основанные
на
реакциях
дегидрогалогенирования. Карбидный и пиролитический методы получения ацетилена.
3.3 Химические свойства алкинов: общие представления о реакционной способности в
сравнении с алкенами, роль координационного катализа, гидрирование и восстановление
металлами в жидком аммиаке, гидратация (реакция Кучерова), присоединение
протонодонорных соединений, превращение ацетилена в винилацетилен, оксосинтез,
синтетическое и техническое значение этих реакций; нуклеофильное присоединение к
тройной связи и значение реакций этого типа для синтеза винильных производных;
циклоолигоме-ризация алкинов, алкины как диенофилы; окислительные превращения
алкинов; кислотные свойства алкинов-1, ацетилениды и их использование для синтеза
высших алкинов и других соединений, содержащих тройную связь; аллильная С-Н
кислотность и обусловленные ею взаимопревращения алкинов и диенов.
3.4 Понятие о диеновых углеводородах. Классификация, номенклатура и изомерия.
3.5 Важнейшие 1,3-диены и способы их получения, основанные на реакциях
дегидрирования, дегидрогалогенирования, дегидратации.
3.6 Электронное строение диенов. Физические свойства.
178
3.7 Химические свойства сопряженных диенов: гидрирование и его энергетика,
восстановление щелочными металлами в присутствии источников протонов;
присоединение галогеноводородов и галогенов, диеновый синтез, разновидности
линейной полимеризации и сополимеризации диенов, их техническое значение,
природный и синтетический каучук.
3.8 Циклоалканы. Классификация, изомерия и номенклатура.
3.9 Образование циклов в ходе термических и каталитических превращений алканов,
диеновый синтез, гидрирование циклоалкенов и аренов, взаимодействие алкенов с
диазометаном. Представления о методах построения насыщенных циклов с
использованием бифункциональных производных алканов (дигалогеналканы,
дикарбоновые кислоты).
3.10 Представления о полициклических насыщенных углеводородах и полиэдранах.
Физические свойства. Химические свойства: каталитическое гидрирование,
галогенирование, гидрогалогенирование и сульфирование циклопропана и циклобутана с
разрывом цикла, реакции радикального замещения циклопентана и циклогексана,
окисление, изомеризация с расширением или сужением цикла.
Лекция 4. Ароматические углеводороды.
4.1 Бензол. Электронное строение бензола, понятие ароматичности.
4.2 Химические свойства бензола. Гомологи бензола. Многоядерные ароматические
соединения (дифенил, нафталин). Небензоидные ароматические соединения (азулен,
аннулен).
4.3 Физические свойства аренов. Источники получения.
4.4 Реакции электрофильного замещения: общие представления о механизме и его
экспериментальном обосновании, изотопный обмен, нитрование, сульфирование,
галогенирование, алкилирова-ние, гидрокси- и аралкилирование, хлорметилирование,
ацилирование; влияние заместителей на скорость и ориентацию, обратимость и различные
типы контроля состава продуктов, изомерия и номенклатура дизамещенных производных
бензола; значение реакций электрофильного замещения для функционализации и
промышленной переработки ароматических углеводородов. Реакции радикального
замещения и присоединения.
Лекция 5. Спирты и фенолы.
5.1 Одноатомные спирты. Изомерия, классификация, номенклатура.
5.2 Многоатомные спирты (этиленгликоль, глицерин).
5.3 Фенол и его гомологи. Классификация, изомерия и номенклатура. Пирокатехин и
гидрохинон.
5.4 Способы получения. Физические свойства спиртов и фенолов.
5.6 Химические свойства: кислотно-основные свойства и их роль в химических
превращениях спиртов, образование алкоголятов и фенолятов и их использование в
синтезе, замещение гидргидрок-сильной группы при действии неорганических кислот
и их галогенангидридов, дегидратация спиртов; рассмотрение механизма реакций,
включающих разрыв связи С-О, на основе общих представлений о механизме реакций
нуклеофильного замещения и отщепления в алифатическом ряду, нуклеофильные
свойства спиртов: присоединение к алкенам и алкинам, образование простых эфиров.
взаимодействие с карбонильными соединениями, карбоновыми кислотами и их
производными; окисление и дегидрирование. Основные пути применения.
Лекция 6. Альдегиды и кетоны.
6.1 Классификация, изомерия и номенклатура карбонильных соединений.
6.2 Способы образования карбонильной группы: окисление насыщенных углеводородов,
озонолиз и каталитическое окисление алкенов, оксосинтез, гидратация алкинов, гидролиз
179
геминальных дигалогенпроизводных и виниловых эфиров, окисление и дегидрирование
спиртов, окислительное расщепление а-гликолей.
6.3 Методы превращения альдегидов в кетоны, синтез альдегидов и кетонов из
карбоновых кислот и их производных, восстановление галогенангидридов и нитрилов,
реакции карбоновых кислот и их производных с металлорганическими соединениями,
пиролиз солей карбоновых кислот.
6.4 Электронное строение карбонильной группы. Основные физические свойства.
6.5 Химические свойства карбонильных соединений. Общая характеристика реакционной
способности, основанная на электронном строении карбонильной группы и ее влиянии на
связанный с ней алкильный радикал. Общая схема взаимодействия с нуклеофилами, роль
кислотного и основного катализа, относительная реакционная способность альдегидов и
кетонов. Реакции с гетероатомными нуклеофилами: гидратация, взаимодействие со
спиртами, галогеноводородами и пятихлористым фосфором, бисульфитом натрия,
взаимодействие с тиолами и его использование для превращения альдегидов в
углеводороды, кетоны и карбоновые кислоты; взаимодействие с азотцентрированными
нуклеофилами. Реакции с углерод-центрированными нуклеофилами.
6.6 Кето-енольная таутомерия и связанные с ней свойства карбонильных соединений.
Окислительно-восстановительные
превращения
карбонильных
соединений:
восстановление до спиртов (каталитическое и действием комплексных гидридов
металлов), а-гликолей (металлами), углеводородов (амальгамированным цинком и соляной
кислотой, активным титаном); окисление альдегидов до карбоновых кислот, окисление
кетонов без разрыва и с разрывом углерод-углеродной связи.
6.7 Свойства неенолизирующихся альдегидов: окислительно восстановительное
диспропорционирование при взаимодействии со щелочами (реакция Канниццаро) и
алкоголятами алюминия (реакция Тищенко), полимеризация.
Лекция 7. Карбоновые кислоты.
7.1 Классификация, изомерия и номенклатура.
7.2 Методы получения: окисление углеводородов, спиртов и карбонильных соединений,
гидролиз тригалогенметиль-ных производных, синтезы с использованием Mg- и Liорганических соединений, малонового и ацетоуксусного эфиров, гидролиз нитрилов,
амидов и сложных эфиров; природные источники карбоновых кислот, промышленные
методы синтеза, основанные на использовании окиси углерода.
7.3 Электронное строение в сравнении со спиртами и карбонильными соединениями и
общая характеристика реакционной способности. Физические свойства карбоновых
кислот, проявления склонности к ассоциации за счет образования водородных связей.
7.4 Химические свойства. Кислотность, ее связь со строением анионов карбоновых кислот
и зависимость от характера и положения заместителей. Образование производных
карбоновых кислот: солей, галогенангидридов и ангидридов, сложных эфиров, нитрилов и
амидов.
7.5 Простые эфиры. Классификация, изомерия и номенклатура. Способы получения:
межмолекулярная
дегидратация
спиртов,
взаимодействие
галогеналкилов
с
алкоголятами. Физические свойства. Химические свойства: гидролиз, реакции с
концентрированными кислотами и металлическим натрием, образование оксониевых
соединений.
7.6 Сложные эфиры. Классификация, изомерия и номенклатура. Жиры и воска. Способы
получения: реакция этирификации, взаимодействие спиртов и фенолов с ангидридами и
галогенангидридами кислот. Физические свойства. Химические свойства, каталитическое
гидрирование, восстановление металлами и комплексными гидридами металлов,
электрофильность в сравнении с хлорангидридами и ангидридами, реакции с
нуклеофилами (гидролиз и переэтерификация, реакции с аминами, сложноэфирная
конденсация), основные пути использования.
180
Лекция 8. Углеводы. Моносахариды. Олиго- и полисахариды.
8.1 Классификация, изомерия и номенклатура, стереоизомерия и конфигурационные
ряды; кольчато-цепная таутомерия и мутаротация. Т
8.2 Источники получения; физические свойства; реакции, используемые для установления
структурных и сте-реохимических характеристик моносахаридов: окисление и
восстановление, ацилирование, алкилирование, образование фенилгидразонов и озазонов,
переходы от низших моносахаридов к высшим и обратно.
8.3 Дисахариды. Мальтоза, целлобиоза, лактоза и сахароза. Источники получения,
строение, физические и химические свойства.
8.4 Полисахариды. Гомополисахариды: крахмал, гликоген, целлюлоза, декст-раны, хитин,
пектиновые вещества.
8.5 Гетерополисахариды: гиалуроновая кислота, гепарин, хондроитинсульфаты.
Источники получения, строение, физические и химические свойства.
Лекция 9. Амины и нитрилы.
9.1 Амины. Классификация, номенклатура.
9.2 Способы получения, основанные на реакциях аммиака и аминов как нуклеофильных
реагентов с галоген-, окси- и аминопроизводными алифатических и ароматических
углеводородов, реакциях восстановления и перегруппировках азотсодержащих
производных карбонильных соединений и карбоновых кислот, восстановлении
нитросоединений.
9.3 Электронное и пространственное строение аминогруппы, зависимость её свойств от
природы радикалов, связанных с атомом азота. Физические свойства.
9.4 Химические свойства: основность и кислотность аминов, влияние природы
углеводородных радикалов на эти свойства. Реакции аминов как нуклеофилов:
алкилирование, ацилирование (его влияние на свойства аминов как оснований и кислот,
значение и использование в химии аминов), взаимодействие с азотистой кислотой,
окисление.
9.5 Основные представители алифатических аминов и их техническое значение. Соли
четвертичных аммониевых оснований: получение, электронное и пространственное
строение, практическое использование. Четвертичные аммониевые основания: получение,
общая характеристика свойств, превращения при нагревании.
9.6 Нитрилы. Классификация, изомерия и номенклатура. Физические свойства.
Химические свойства.
ТЕМА 10. Аминокислоты. Белки и пептиды. Гетероциклические соединения.
Нуклеиновые кислоты.
10.1 Аминокислоты. Классификация, изомерия и номенклатура. Структурные типы
природных а-аминокислот, стереохимия и конфигурационные ряды; синтезы из кетонов
через циангидрины, из галоген-и кетокарбоновых кислот, производных аминоуксусной
кислоты.
10.2 Методы синтеза α-аминокислот, основанные на реакциях непредельных и
дикарбоновых кислот. Физические свойства.
10.3 Кислотно-основные свойства аминокислот и зависимость их состояния от рН среды;
образование производных по карбоксильной и аминогруппе, бетаины; взаимодействие с
азотистой кислотой, превращения аминокислот, протекающие при нагревании, и
зависимость их результата от взаимного расположения функциональных групп.
10.4 Пептиды, полипептиды и белки: представления о пептидном синтезе, методах
установления аминокислотного состава и последовательности аминокислотных
181
фрагментов; вторичная структура, основные функции белков в жизнедеятельности
организмов. Капролактам и его техническое значение.
10.5 Гетероциклические соединения Общие представления и классификация.
Ароматические гетероциклические соединения. Пятичлениые гетероциклы с одним
гетероатомом (фуран, тиофен, пиррол): общие методы синтеза и взаимопревращения,
зависимость степени ароматичности от природы гетероа-тома и ее влияние на
особенности взаимодействия с кислотами и электрофилами; реакции гидрирования и
окисления.
10.6 Нуклеотиды - мономеры нуклеиновых кислот. Нуклеотидная последовательность
нуклеиновых кислот. Азотистые основания и гидрофобные взаимодействия плоскостей
колец оснований. Двойная спираль Уотсона-Крика. Принцип комплементарности и его
биологическое назначение. Водородные связи и гидрофобные взаимодействия между
азотистыми основаниями. Регулярность структуры. Спирализация. Сходство и отличие
конформационных свойств РНК и ДНК.
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
~ 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.
182
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
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.
183
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
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.
184
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.
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.).
185
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 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.
186
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+ (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
ОН- больше 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.
187
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
углерод-углеродные 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 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.
188
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.
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.
189
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,
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.
190
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.
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.
191
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) – ?
б) п. 2.
Ответ. K'раств(0 °С) = 59,5 г.
192
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.
в) п. 3.
г) п. 4, п. 5. Ответ. 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4.
http://him.1september.ru/
РАЗДЕЛ 6. Изменения в рабочей программе, которые произошли после
утверждения программы.
Характер
изменений в
Номер и дата
протокола заседания
Подпись заведующего
кафедрой,
Подпись декана
факультета (проректора
193
программе
кафедры, на котором
было принято
данное решение
утверждающего
внесенное изменение
по учебной работе),
утверждающего данное
изменение
РАЗДЕЛ 7. Учебные занятия по дисциплине ведут:
Ф.И.О., ученое звание и
степень преподавателя
Мень Светлана
Александровна
Ст. преподаватель.
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
Учебный
год
2005/2006
2006/2007
2007/2008
Факультет
Специальность
Естественногеографический
020801- экология
Естественногеографический
Естественногеографический
020801- экология
020801- экология
194