Программа по НХ-хим-бак-1 семестр

Программа курса «Неорганическая химия» Осенний семестр
направление 04.03.01 - Химия
Основные понятия и законы химии
Атомно-молекулярное учение. Атомы, молекулы, ионы. Простые и сложные вещества.
Молекулярные и немолекулярные вещества; соединения переменного состава. Химические
элементы. Изотопы. Единицы атомной массы. Молекулярная масса. Количество вещества, моль,
молярная масса.
Стехиометрические законы и границы их применимости: закон сохранения массы веществ,
закон постоянства состава, закон кратных отношений. Закон Авогадро и следствия из него.
Газовые законы, идеальный газ, уравнение Менделеева-Клапейрона.
Химическая термодинамика
Термодинамика как наука. Основные понятия термодинамики: система, фаза, параметры
состояния, уравнение состояния, функции состояния. Внутренняя энергия системы. Первое
начало термодинамики. Превращения энергии и работы в изохорно-изотермических и изобарноизотермических процессах. Экзо- и эндотермические реакции.
Энтальпия. Энтальпия образования вещества. Стандартные состояния веществ и
термодинамических функций. Термохимические уравнения. Закон Лавуазье-Лапласа. Закон Гесса
и следствия из него. Принцип Бертло-Томсена.
Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Уравнение Больцмана. Факторы,
влияющие на энтропию. Третье начало термодинамики.
Свободная энергия Гиббса. Критерий самопроизвольного протекания процессов.
Направление самопроизвольного протекания процессов в изолированных и изобарноизотермических системах (роль энтальпийного и энтропийного факторов, роль температуры).
Химическая кинетика и химическое равновесие
Предмет химической кинетики. Скорость химических реакций: на микро- и макроуровне; в
гомо- и гетерогенных системах; истинная (мгновенная) и средняя скорость. Факторы, влияющие
на скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих
веществ, от площади контакта фаз.
Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих веществ. Закон
действия масс. Константа скорости. Кинетическое уравнение реакции. Понятие о механизмах
химической реакции. Молекулярность реакции. Параллельные, последовательные, сопряженные и
цепные реакции.
Температурная зависимость скорости химической реакции. Правило Вант-Гоффа.
Температурный коэффициент скорости реакции. Понятие об активных молекулах. Энергия
активации. Распределение Максвелла-Больцмана. Уравнение Аррениуса. Понятие об активном
комплексе. Энергетические диаграммы.
Катализ (гомогенный, гетерогенный, автокатализ). Понятие об ингибиторах, инициаторах,
промоторах. Природа влияния катализатора на скорость химических реакций.
Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие (истинное и ложное).
Константа равновесия, способы ее выражения. Смещение равновесия при изменении условий.
Принцип Ле Шателье.
Растворы
Понятие о дисперсных системах. Истинные растворы. Понятия «растворитель»,
«растворенное вещество», «растворимость». Разбавленные и концентрированные; насыщенные,
ненасыщенные и пересыщенные растворы. Растворение как физико-химический процесс.
Причины и механизм образования растворов. Энергетика процесса растворения.
Сольватация, гидратация, энергия гидратации. Кристаллогидраты. Растворимость в воде твердых,
жидких и газообразных веществ. Зависимость растворимости от природы растворяемого вещества
и растворителя, от внешних условий (температуры, давления (закон Генри), присутствия
«посторонних» веществ). Кривые растворимости. Способы выражения количественного состава
растворов (массовая доля, процентная концентрация, молярность, моляльность, мольная доля,
коэффициент растворимости).
Коллигативные свойства растворов. Давление пара над растворами, его зависимость от
температуры. Замерзание и кипение растворов. Закон Рауля и следствия из него. Применение
1
законов Рауля к растворам электролитов и неэлектролитов. Границы их применимости.
Изотонический коэффициент.
Электролитическая диссоциация. Механизмы диссоциации в растворе молекулярных и
ионных веществ. Несовпадение понятий «растворение» и «диссоциация» для молекулярных
веществ. Степень электролитической диссоциации. Сильные, слабые электролиты. Уравнения
диссоциации кислот, оснований, амфотерных гидроксидов, солей. Ступенчатая диссоциация.
Обоснование направления диссоциации в гидроксидах типа (НО)mЭОn на основе теории
поляризации. Константа электролитической диссоциации. Факторы, влияющие на степень
диссоциации слабых электролитов (природа растворителя и растворенного вещества,
температура, давление, разбавление раствора (закон разбавления Оствальда), влияние
одноименных ионов). Произведение растворимости. Условие выпадения и растворения осадков
труднорастворимых соединений. Направление протекания обменных реакций в растворах
электролитов.
Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный
показатель (рН). Понятие об индикаторах.
Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Константа гидролиза. Степень
гидролиза. Факторы, влияющие на глубину протекания гидролиза (температура, концентрация,
разбавление); взаимное усиление гидролиза.
Элементы электрохимии
Природа возникновения скачка потенциала на границе металл-раствор. Устройство и
принцип действия гальванического элемента. Водородный электрод, его устройство и назначение.
Стандартный электродный потенциал и факторы, влияющие на его величину. Уравнение Нернста.
Электролиз расплавов. Особенности электролиза растворов. Явление перенапряжения.
Примеры.
Водород (самостоятельно)
Положение водорода в периодической системе. Электронное строение атома, его
уникальность. Причины двойственного положения атома водорода в периодической системе.
Изотопы водорода. Валентные возможности атома. Степени окисления. Водород как простое
вещество, его получение, физические и химические свойства. Водородные соединения металлов и
неметаллов. Вода, ее строение, причины аномального агрегатного состояния и высокой
температуры плавления, физические и химические свойства. Роль воды в природе.
Кислород (самостоятельно)
Положение кислорода в периодической системе. Электронное строение атома.
Валентные возможности атома. Степени окисления. Строение молекулы кислорода в рамках
МВС и ММО. Кислород как простое вещество, его физические и химические свойства. Озон:
получение, строение молекулы, сравнение свойств озона и кислорода. Пероксид водорода,
причины аномального агрегатного состояния и высокой температуры плавления. Химические
свойства пероксида водорода. Оксиды.
Подгруппа галогенов
Общая характеристика элементов главной подгруппы VII группы. Строение атомов,
характер изменения радиусов, потенциалов ионизации, энергии сродства атомов к электрону.
Устойчивость различных степеней окисления. Строение молекулы фтора. Получение и
химические свойства фтора. Строение атома и молекулы хлора. Лабораторные и промышленные
способы получения хлора. Физические и химические свойства хлора. Хлорная вода.
Нахождение в природе и получение галогенов. Агрегатное состояние простых веществ,
растворимость в воде и органических растворителях. Сравнение химических свойств галогенов.
Применение галогенов.
Галогеноводороды, получение, температуры плавления и кипения. Свойства водных
растворов галогеноводородов. Получение и свойства фтороводорода. Плавиковая кислота.
Хлороводород, получение и свойства. Соляная кислота. Галогениды металлов и неметаллов.
Кислородсодержащие кислоты хлора: строение молекул, устойчивость, кислотно-основные
и окислительно-восстановительные свойства. Сравнение свойств кислот и их солей. Хлорная
известь. Бертолетова соль. Оксиды хлора.
Кислородные соединения галогенов (оксиды, кислоты, соли). Межгалогенные соединения.
2
Подгруппа халькогенов
Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы. Строение атомов,
характер изменения радиусов, потенциалов ионизации, энергии сродства атомов к электрону.
Устойчивость различных степеней окисления. Сравнение строения, агрегатного состояния,
температур плавления, растворимости в различных растворителях и химических свойств
халькогенов-простых веществ. Аллотропия серы. Физические и химические свойства серы.
Водородные соединения: строение молекул, получение, температуры плавления и кипения,
сравнение химических свойств. Получение и свойства сероводорода. Сероводородная вода.
Сульфиды.
Оксид серы (IV), сернистая кислота и сульфиты. Оксид серы (VI). Промышленное
получение и свойства серной кислоты. Особенности свойств концентрированной серной кислоты
и их причины. Сульфаты. Сравнение серной и сернистой кислот, сульфитов и сульфатов.
Строение, агрегатное состояние (температуры плавления и кипения) оксидов халькогенов
ЭО2 и ЭО3. Сравнение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств оксидов.
Сравнение кислотных и окислительных свойств гидроксидов (солей) халькогенов в степени
окисления (+6). Термическая устойчивость солей.
Соединения со связями Э-Э. Сульфаны и полисульфиды. Политионовые кислоты. Тиосоли,
тиосульфат натрия, его свойства.
Главная подгруппа V группы
Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы. Строение атомов,
характер изменения радиусов, потенциалов ионизации, энергии сродства атомов к электрону.
Устойчивость различных степеней окисления. Сравнение строения, агрегатного состояния,
температур плавления, растворимости и химических свойств простых веществ. Сравнение
свойств водородных соединений. Изменение кислотно-основных и окислительновосстановительных свойств оксидов и гидроксидов в степени окисления (+3). Изменение
кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств оксидов и гидроксидов в степени
окисления (+6).
Азот
Электронное строение атома, валентные возможности, степени окисления. Строение
молекулы азота в рамках МВС и ММО. Получение. Физические и химические свойства простого
вещества. Аммиак: получение, строение молекулы и свойства. Свойства водного раствора
аммиака. Соли аммония.
Строение молекул, получение и сравнение свойств оксидов азота (N2О, NO, N2О3, NO2,
N2О5). Азотистая кислота, нитриты. Получение и свойства азотной кислоты. Нитраты. Сравнение
азотистой и азотной кислот, нитритов и нитратов.
Фосфор
Электронное строение атома, валентные возможности, степени окисления, сравнение их
устойчивости. Аллотропия, свойства фосфора. Получение и свойства фосфина. Сравнение
фосфина и аммиака, солей фосфония и аммония. Оксид фосфора (III). Фосфорноватистая и
фосфористая кислоты, гипофосфиты и фосфиты. Оксид фосфора (V), фосфорные (мета-, орто- и
поли-) кислоты, фосфаты. Строение, устойчивость и отношение к воде галогенидов фосфора.
Подгруппа мышьяка
Общая характеристика подгруппы. Стабилизация степеней окисления (+3) и (+5),
особенности координации. Особенности строения и свойства простых веществ. Сравнительная
характеристика соединений элементов подгруппы мышьяка в степенях окисления (+3) и (+5).
Оксиды (гидроксиды), сульфиды и растворимые соли элементов подгруппы.
Благородные (инертные) газы (самостоятельно)
Особенности строения электронных оболочек атомов, их валентные возможности.
Простые вещества. Соединения ксенона: фториды, фторидные комплексы, оксофториды,
оксиды, кислоты и соли – их строение и свойства.
3
Упражнения и задачи для подготовки к экзамену
1. Рассчитайте сколько литров хлора (в н.у.) можно получить по реакции взаимодействия соляной
кислоты и хлорной извести из 1 кг хлорной извести, содержащей 43 масс.% гипохлорита
кальция?
2. Пользуясь табличными данными, рассчитайте ∆Н0 и ∆S0 реакции PCl3(г)+ Cl2(г) ↔ PCl5(г).
Возможно ли, с термодинамической точки зрения, ее протекание в стандартных условиях? При
повышенных температурах? Как и почему при повышении температуры изменятся скорости
прямой и обратной реакций, куда сместится равновесие? Предложите свой способ смещения
равновесия этой реакции в сторону продукта; как и почему в этом случае изменятся скорости
прямой и обратной реакций?
3. Даны тепловые эффекты следующих реакций:
Mn3O4 + 8HCl = 3MnCl2 + Cl2 = 4H2O
∆Н= ─ 463 кДж (а в билете №10 ∆Нобр. в кДж/моль)
3MnCl2 + 2O2 + 2H2O = 3MnO2 + 4HCl + Cl2
∆Н= 81 кДж
4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O
∆Н= ─ 463 кДж
Рассчитайте тепловой эффект реакции MnO2 = 1/3Mn3O4 + 1/3O2
4. Kак изменится скорость реакции: 2SO2 + O2 = 2SO3, протекающей в газовой фазе и имеющей γ
= 3, если одновременно повысить температуру на 30оС и снизить давление в 3 раза?
5. Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакций 2А(т) + В2(г) ↔ 2АВ(г), если: а)
уменьшить в два раза давление в системе; б) повысить температуру на 30оС (γпр = 3, γ обр.=2,5)?
Что в каждом случае произойдет с химическим равновесием?
6. В начале реакции 3H2 + N2 ↔ 2NH3 концентрации всех веществ юыли следующими: [H2] =2,
[N2] =1,6, [NH3] =0,4 моль/л. Рассчитайте константу равновесия, если в равновесной смеси
содержание NH3 оказалось равным 1,6 моль/л. В каком объеме воды нужно растворить 1,6 моль
NH3, чтобы получить раствор с мольной долей NH4OH 0,1?
7. В каком направлении смещаются следующие равновесия:
2CO(газ)+O2(газ) ↔ 2CO2 (газ),
∆H < 0;
N2 (газ) + O2 (газ) ↔ 2NO (газ),
∆H > 0,
а) при понижении температуры; б) при повышении давления.
8. В каких массовых соотношениях необходимо смешать два раствора NaOH с массовой долей
растворенного вещества 5% и 30% соответственно, чтобы получить раствор с массовой долей
15%?
9. Приготовить 250 мл 2 М раствора серной кислоты из 94 %-ного раствора H2SO4 с плотностью
1,83 г/мл.
10.
Сколько граммов Р2O5 необходимо растворить в 100 мл 2М раствора фосфорной кислоты
(р = 1,2 г/мл), чтобы получить 20 % раствор фосфорной кислоты.
11. При растворении серного ангидрида в 500 мл раствора H2SO4 с плотностью 1,05 г/мл
образовался 50 % раствор серной кислоты. Определите массу растворённого оксида.
12.Приготовить 250 мл 2 М раствора кислоты из 64 % раствора H3РO4 (с плотностью 1,53 г/мл).
13.Сколько граммов N2O5 необходимо растворить в 300 мл 2М раствора азотной
кислоты (р = 1,08 г/мл), чтобы получить 50% раствор азотной кислоты.
14.Определить %-ную и молярную концентрации раствора бромоводорода, если в 1 л воды
растворено 600 л газа при н.у. Плотность раствора равна 1,34 г/мл.
15. Сколько граммов КОН необходимо добавить к 400 мл 2М раствора КОН (р = 1,05 г/мл), чтобы
образовался 40 % раствор этого основания
16. Ступенчатые константы диссоциации сероводородной кислоты равны: K1 = 6∙10‾8, K2 = 1∙10‾14.
Определить рН 0,001М раствора H2S.
17
Сколько граммов Р2O5 необходимо растворить в 100 мл 2М раствора фосфорной
кислоты (р = 1,2 г/мл), чтобы получить 20 % раствор фосфорной кислоты.
18. Рассчитать pH 1%-ных растворов соляной и уксусной кислот. Плотность растворов принять
равной плотности воды.
4
19. Рассчитать pH 2-молярного раствора NH4OH. Как изменится значение pH после добавления
NH4Cl?
20. Определить значение pH в 0,01 М водном растворе Na2HPO4.
21
Определить рН 0,2 М раствора NaH2AsO4
(константы диссоциации H3AsO4: К1 = 6∙10‾3, К2 = 1∙10‾7, К3 = 3∙10‾12).
22.Определите рН 0,3М раствора цианида калия. Кд (HCN) = 6,2∙10–10.
23. Температура кипения раствора, содержащего 18,18 г нитрата калия в 200 г воды равна 100,8оС.
Определите значение кажущейся степени диссоциации этой соли в указанном растворе
(эбуллиоскопическая константа воды = 0,51).
24. Водный раствор неэлектролита, содержащий 10,36 г растворенного вещества в 160,36 г
раствора, замерзает при t = -1,39°C. Определите молярную массу растворенного вещества.
Криоскопическая константа Н2О равна 1,86.
25. Водный раствор неэлектролита, содержащий 10,36 г растворенного вещества в 160,36 г
раствора, замерзает при t = -1,39°C. Определите молярную массу растворенного вещества.
Криоскопическая константа Н2О равна 1,86.
26. Раствор, содержащий 0,512 г серы в 10 г CS2 кипит при 46,76°С. Сколько атомов входит в
состав молекулы серы? (tкип (CS2) = 46,3°C, E(CS2) = 2.29).
27. Произведение растворимости хлорида свинца при некоторой температуре равно 1,7∙10-5.
Выпадет ли осадок, если смешать 20 мл 0,01 М раствора Pb(NO3)2 и 6 мл 0,1 М раствора NaCl?
28. Произведение растворимости бихромата серебра при некоторой температуре 2∙10 -7. Выпадет
ли осадок, если смешать равные объемы растворов AgNO3 и K2Cr2O7 с концентрациями 3г/л и 1
г/л соответственно?
29. Определите, образуется ли осадок гидроксида бария (ПР = 5∙10–3), если к 200 мл 1,5М раствора
гидроксида калия прибавить 100 мл 0,3М раствора BaCl2.
30. Определите растворимость ( в моль/л) Ag3PO4, если ПР этой соли равно 9∙10-20.
31.Какие сульфиды и почему могут быть растворены в
а) HCI (р-р); b) HCI (конц); c) HNO3 – CuS, ZnS, PbS, MnS, FeS.
32.Определить в какую сторону смещено равновесие процесса при 25°С:
2 Fe3+ + Hg22+ ↔2 Fe2+ + 2Hg2+
если исходные концентрации реагентов равны: [Fe3+] = 1 моль/л, [Fe2+] = 1∙10-4 моль/л,
[Hg22+] = 1 моль/л, [Hg2+] = 1∙10-4 моль/л,
φ° (Fe3+/ Fe2+) = 0,77 В,
φ° (2Hg2+/ Hg22+) = 0,91 В.
33. Определите Redоx-потенциалы указанных систем при рН = 11 (t = 25°С).
МnО4– + е– → МnО42– ( φ° = 0,56 в),
МnО4– + 2Н2О + 3е– → МnО2 + 4ОН– (φ° = 0,60 в),
если [MnO4– ] = 2 моль/л и [МnО42– ] = 0,2 моль /л. Объясните, какой продукт
восстановления МnО4- будет образовываться при данных условиях?
34.В каком направлении смещено равновесие процесса в стандартных условиях:
6Мn2+ + 5Сr2О72– + 22Н+ ↔ 6МnО4– + 10Cr3+ +11Н2О. Ответ обоснуйте.
Закончить уравнения реакций и расставить коэффициенты:
NO2 + H2O → …
Zn + H2SO4 (конц.) → …
CrCl3 + H2O → …
Na2SO3 + K2 S + H2SO4→…
PCl3 + H2O →….
НNO3(разб.) + Mg →….
H2SeO3 + H2SO3→…
Na2S + H2O →….
KNO2 + С →….
K2S + KMnO4 + H2SO4→…
Mg + AlCl3 + H2O →…
НNO3(конц) + Cu →….
SO2 + I2 + H2O →…
KClO3 + H2SO4 →…
CuSO4 + H2O →…
H3PO3 + KMnO4 → ...
AlCl3 + H2O → …
P + KOH → …
Na2S2O3 + Г2 →…. (Г = Cl, Br, I)
Na2S + FeCl3 + H2O →….
NaIO3 + NaI + H2SO4 →…
KOH + Cl2 →…
СaS + H2O →….
I2 + Ca(OCl)2 + H2SO4 →…
Bi(NO3)3 + H2O →…
НNO3(разб) + Cu →….
KMnO4 + H2O2 + H2SO4→…
К2CO3 + AlCl3 + H2O →….
НNO3(оч.разб) + Sn →….
CuS + HNO3(к.) →…
C + H2SO4 (к.) →…..
Na2S + AlCl3 + H2O →….
5
KBr + KOH + Cl2(избыток) →…
Na2SO3 → (нагревание на воздухе и без доступа воздуха)4.
KNO2 + H3PO2 + H2SO4 →…
Cl2 + KOH →…
AlCl3 + H2O →….
H2O2 + NaH2PO2 →…
КClO3 + NaOH + Cr2O3→…
ВaS + H2O →….
H3РO3 + KOH →…
NaNO3 + Cr2O3 + KOH →…
Na2SO3 + H2O →….
FeS + H2SO4 (в зависимости от концентрации) →….
NaNO2 + H2SO4 →
Na2SO3 + NaNO2 + среда? →…
Э(NO3)n →… (нагревание, Э = K, Ag,Cu, NH4+)
KBrO3 + K2SO3 + среда? →…
ЭO2 + H2O →… (Э = C, Cl)
ЭHSO4 →… (нагревание, Э=K, NH4+)
Na2HPO3 + NO2 + H2SO4 →
KI + Na2O2 + H2SO4 →
H2O2 + KMnO4 + H2SO4 →
Ca + H2O →
KI + O2 + H2O →
Al + H2SO4 (разб.)→
H2SeO4 + HCl →
Bi(ОН)3 + Na2[Sn(ОН)4] →
Н3РО4 + (NH4)2МоО4 + НNO3 →
Na2S2O3 + H2О2 →
P + HNO3 + Н2О →
NH3 + NaOCl →
H
H2SeO3 + KClO3 


Н2SeO3 + Н2[SnCl4] HCl
Bi(ОН)3 + К2S2О8 + КОН →
H
H2[Te(SO4)3] + KClO3 
Na2S2O3 +Cl2 +H2O →
Na3AsO4 + H2S + HCl →
Sb2S5 + Na2S →
As + HNO3 + H2O →
Bi(OH)3 + K2S2O8 + KOH →
HAsO2 + Zn + HCl →
Sb2O5 + HCl (к.) →
BaO2 + H2SO4 →
KI + O3 + H2O →
Al + NaOH + H2O →
Si + NaOH + H2O →
MnSO4 + (NH4)2 S2O8 + (Ag+, H+) →
P + CuSO4 + H2O →
As2O3 + HNO3 + Н2О →
Р4 + Ba(ОН)2 + Н2О →
KNO3 + Fe2О3 + KOH → K2FeO4 + ……
Te + HNO3 + Н2О →
H2[TeCl6] + H2[SnCl4] →
СuS + HNO3 →
Sb2S3 + (NH4)2S2 →
KI +H2SO4 (к.) →
NaNO2 + FeCl2 + HCl →
H
K2S2O8 + MnSO4 
Bi(OH)3 + Cl2 + KOH →
HClO4 + P4O10 →
As2S3 + (NH4)2S →
CuSO4 + NaH2PO2 + H2O →
Na[Sb(OH)4] + HCl →
Ca3(PO4)2 + C + SiO2 →
2O
S + NaOH H


H2S + HClO3 →
Cr(NO3)3 + KBiO3 + HNO3 → K2Cr2O7 + …..
Перечень рекомендованной литературы
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 2001.
2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. 3е изд. М.: Химия,
2003.
3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1997.
4. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия,1972 -1973.Т.1,2
5. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия.М.:Мир, 1969.Ч.1-3.
6. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. М. «Интеграл-Пресс». 2005
Дополнительная литература
1.Неорганическая химия. В трех томах /под ред.академика Ю.Д.Третьякова. М.: Изд.центр
«Академия». 2007.-400с.
2. Неорганическая химия: в 2-х томах/Ю.Д.Третьяков, Л.И.Мартыненко, А.Н.Григорьев,
А.Ю.Цивадзе. М.: Химия. 2001
6