Реферат: Министерство сельского хозяйства РФ кафедра неорганической химии

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РФ

кафедра неорганической химии


НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

И АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ


м е т о д и ч е с к и е р е к о м е н д а ц и и


по изучению дисциплины и задания

для контрольных работ


студентам заочного отделения

по специальности «Зоотехния»


САНКТ-ПЕТЕРБУРГ

2 0 0 9


Методические рекомендации рассмотрены и одобрены учебно-методической комиссией факультета почвоведения и агроэкологии СПбГАУ. Протокол № 6 от 11 июня 2009 г.


С о с т а в и т е л и: доцент Титов Б.П.

доцент Порсев В.В.

ВВЕДЕНИЕ
В условиях неотвратимо назревающего в ряде стран продовольственного кризиса и в связи с тем, что в настоящее время в России одним из четырех приоритетных национальных проектов по модернизации страны признана коренная перестройка агропромышленного комплекса (АПК), важнейшей задачей является создание прочной материальной базы АПК. В связи с предстоящим вступлением России в ВТО с каждым годом будет нарастать конкурентная борьба за рынки сбыта продукции сельского хозяйства. В этих условиях АПК являет собой важнейший сектор национальной экономики. И руководство страны, и руководство АПК, наряду с другими отраслями сельского хозяйства, стремятся всемерно модернизировать и развивать отрасль животноводства. Это и увеличение объемов животноводческой продукции, и технологическое перевооружение перерабатывающих комплексов и приближение мясомолочных производств к научно обоснованным нормам потребления, а также внедрение индустриальных технологий в отрасли кормопроизводства и в отрасли переработки животноводческого сырья.

Связь животноводства с кормопроизводством требует от специалиста АПК ясного понимания многих проблем сельского хозяйства. Например, современные способы консервирования кормов предполагают обязательное использование консервантов. Использование в животноводстве промышленных технологий – это научно обоснованные рационы, т.е. анализ состава кормов, применение различных добавок в корма для стимуляции роста и размножения животных. Это карбонаты, фосфаты, сульфаты, минерально-аммонийные премиксы, карбоксилин, мочевина и др. Химизация кормопроизводства – это и микроэлементы, недостаток которых равнозначен потере белка. А для увеличения выхода продукции в расчете на каждую голову животного требуется применение новых средств регуляции обмена веществ в организме животного (ферментов, витаминов и др.)

От современного грамотного зооинженера и зоотехника требуется знание фундаментальных и специальных знаний в области химии также в связи с тенденцией к повсеместной механизации процессов, проходящих в животноводстве. Необходимо знание основных свойств различных полимерных материалов, знание законов, описывающих энергетические процессы.

Подготовка специалиста по специальности «Зоотехния» предполагает:

Изучение студентом основ химии как общеобразовательной дисциплины, с тем чтобы в дальнейшем успешно осваивать более частные области химической науки, такие как органическая химия, физическая и коллоидная химия, а также биологическая химия.

Использование знаний курса «общей химии» при изучении общебиологических дисциплин.

Использование знаний курса «неорганической и аналитической химии» при изучении специальных дисциплин на старших курсах.

Получение студентом прочных знаний по курсу «неорганическая и аналитическая химия» позволит в дальнейшем легко ориентироваться во множестве химических веществ и соединений, применяемых в сельском хозяйстве. Будущий специалист уже на первом курсе получит представление об основных способах получения и применяемых в животноводстве веществ и материалов. Студент первого курса получает представление об основных способах анализа веществ, в частности об анализе смесей на содержание важных для сельского хозяйства компонентов. И, безусловно, будущий специалист уясняет, какое значение и какую роль играет химия в АПК, а также приходит к пониманию двусторонней связи химической промышленности с сельскохозяйственным производством.

^ ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ
Настоящие методические указания составлены в соответствии с программами курсов «Неорганическая химия» и «Аналитическая химия», утвержденными Департаментом по высшему и среднему сельскохозяйственному образованию Министерства сельского хозяйства РФ. Весь материал в соответствии с программами составлен по отдельным темам, из которых одни темы относятся к общетеоретическим разделам, а другие темы включают обзор свойств химических элементов, наиболее важных для сельского хозяйства.

В методические указания и контрольные задания включены также некоторые вопросы, относящиеся к восстановительной части курса. Данные вопросы изучались в средней школе. Цель включения таких вопросов в данное методическое пособие – восстановление утраченных знаний и умений, например, составление химических формул по степеням окисления элементов, определение степеней окисления элементов по формуле сложного вещества, рассмотрение массовых соотношений, составление ионных уравнений и др.

При изучении каждой темы студенту рекомендуется:

Изучить материал, относящийся к данной теме, по рекомендованным учебным пособиям.

Разобрать примеры выполнения заданий по данной теме либо по настоящим методическим рекомендациям (если такие примеры приводятся), либо по источникам рекомендованной литературы.

Приступить к самостоятельному решению заданий на данную тему (т.е. решать задачи, аналогичные разобранным ранее примерам).

Обратить внимание на то, что вопросы по свойствам элементов и по программе аналитической химии студент прорабатывает самостоятельно во внеаудиторное время, пользуясь рекомендованной литературой.

Контрольную работу студент в полном объеме выполняет до начала экзаменационной сессии и доставляет ее или высылает по почте в деканат, откуда контрольная работа передается на кафедру неорганической химии для проверки. Далее работа возвращается в деканат с возможными ошибками или неточностями для того, чтобы студент исправил ошибки, для предъявления и защиты исправленной и зачтенной работы на экзамене.

В период экзаменационной сессии учебный процесс складывается из лекций, семинаров, лабораторных занятий, консультаций и экзаменов. Номера заданий студенты определяют по двум последним цифрам своего шифра (т.е. по двум последним цифрам номера зачетной книжки), см. таблицу «Варианты контрольных заданий» в приложении.

ВНИМАНИЕ! При оформлении контрольной работы необходимо полностью переписать условие каждой из задач. Без выписанных условий задач работа НЕ ПРОВЕРЯЕТСЯ!

Для окислительно-восстановительных реакций необходимо приводить уравнения электронного баланса. Ход расчетов и используемые формулы следует сопроводить пояснениями и обязательно указывать единицы измерения приводимых величин.

Контрольные работы должны быть аккуратно оформлены. Для замечаний необходимо оставить поля. В конце работы указать использованную литературу, поставить подпись и дату выполнения работы.

Обратите особое внимание на доработку контрольной работы после ее проверки преподавателем. Это является неотъемлемой частью изучения материала. Исправленные контрольные работы представляются экзаменатору во время сдачи экзамена.

При доработке нет необходимости переписывать в новую тетрадь задачи, правильно выполненные ранее. Доработка проводится в той же тетради и только тех заданий, которые были решены неправильно.

^ ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Выполняя контрольные задания на эту тему, студент усваивает основные понятия химии из рекомендованных источников или из установочных лекций (если в лекциях необходимые понятия давались). Таковыми понятиями являются: атом, молекула, химический элемент, простое вещество, сложное вещество, относительная атомная и относительная молекулярная массы, моль, химическая реакция (или химическое превращение), разновидности химических реакций.

Фундаментальным понятием химии является понятие количества вещества. Основной единицей измерения данной величины является «моль». Определение понятия количества вещества студент найдет в любом учебнике химии. Моль – одна из основных единиц в международной системе единиц.

Массу одного моль вещества легко рассчитать, если известна химическая формула вещества, так как численно масса одного моль совпадает с молекулярной массой, например, масса 1 моль N2 равна 28 г. Число структурных единиц в одном моль составляет 6,02∙1023 частиц. Данное число называется постоянной Авогадро (NA). Поскольку формулы разных веществ разные, то и один моль разных веществ будет иметь различную массу. Масса вещества и количество вещества связаны следующим соотношением:

,

где n – количество вещества;

m – масса вещества;

М – молярная масса.


Если вещество газообразное, то 1 моль любого газа при нормальных условиях (t = 0 ºC, p = 101,3 кПа) занимает одинаковый объем, равный 22,4 л:

V(1 моль O2) = V(1 моль N2) = V(1 моль NH3) = V(1 моль C2H2) = … = 22,4 л





Эту схему студенту легко использовать при решении контрольного задания по данной теме.

Пример 1. Какое количество вещества содержится в 142 г хлора?

Подобного рода задачи легко решить составлением пропорции. Химическая формула хлора – Cl2. Соответственно, относительная молекулярная масса составляет 71. Как уже упоминалось, молярная масса численно равна относительно молекулярной массе. Таким образом, M(Cl2) = 71 г/моль.

Далее составляем пропорцию:

1 моль Cl2 имеет массу 71 г (из схемы),

x моль Cl2 имеет массу 142 г (по условию задания).

.

Решая данную пропорцию, находим, что 142 г хлора составляют 2 моль.

Пример 2. Сколько молекул содержит 40 г кислорода?

Химическая формула кислорода – O2. Соответственно, относительная молекулярная масса составляет 32, соответственно, M(O2) = 32 г/моль.

Далее составляем пропорцию:

32 г O2 содержит 6,02∙1023 частиц (из схемы),

40 г Cl2 содержит x частиц (по условию задания).

.

Решая данную пропорцию, находим, что 40 г кислорода содержат 7,525∙1023 частиц.

К основным законам химии относятся:

Закон сохранения массы.

Закон постоянства состава.

Закон эквивалентов.

Закон Авогадро (и следствие из него).

Формулировки данных законов содержатся в любом учебнике химии.

Контрольные задания

Приведите формулировки основных законов химии, с первого по четвертый. В чем особенность современной трактовки закона сохранения массы и закона постоянства состава?

По аналогии с приведенными выше примерами (используя пропорции), выполните расчет и заполните в табл. 1 пропуски для своего задания.

Т а б л и ц а 1

номер задания

формула вещества

молярная масса, г/моль

масса вещества, г

количество вещества, моль

количество молекул

Объем

(для газов),

л

1

Cl2










24,08∙1022




K2CO3







3,0







2

NO













33,60

H2SO4




14,7










3

CO2










3,01∙1023




Mg(NO3)2







0,2









О к о н ч а н и е

4

C2H2













4,48

MgSO4




12,0










5

N2







0,6







NH4NO3










9,03∙1022




6

CH4













8,96

CaCl2










18,06∙1022




7

C2H6




8,0










FeSO4







0,5







8

SO2




6,4










C2H5OH




6,9










9

H2













0,56

CuSO4










12,04∙1021




10

NH3













14,00

Ca(OH)2




2,0









^ ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Перед выполнением заданий по данному разделу, студент должен запомнить, что свойства химических соединений определяются, прежде всего, их составом, поэтому необходимо освоить навыки составления формул соединений различных классов. Основным принципом при составлении формул молекул является подбор таких соотношений атомов или атомных групп в молекулах, чтобы обеспечить электронейтральность молекулы.

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.
Оксиды
Самыми простыми химическими соединениями являются такие соединения, которые состоят только из двух элементов (т.е. бинарные). Названия таким соединениям дают по названию неметалла, образующего данное соединение с прибавлением суффикса «ид». Если же бинарное соединение состоит из двух неметаллов, то обычно для составления названия этого соединения берут элемент с большей электроотрицательностью.

Примеры.

CaH2 – гидрид кальция,

Al2S3 – сульфид алюминия,

NaCl – хлорид натрия,

CaF2 – фторид кальция,

P2S3 – сульфид фосфора,

N2O – оксид азота (I),

SO2 – оксид серы (IV),

BN – нитрид бора.

Оксиды – соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Для составления химических формул оксидов необходимо знать степени окисления (с.о.) образующих их элементов. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна –2. Для большинства других, практически значимых элементов, степень окисления можно определить, исходя из положения элемента в Периодической системе.

Элементы, расположенные в главных подгруппах (A) I-III групп, в соединениях проявляют постоянные степени окисления, как правило, равные номеру группы. Например, натрий из первой группы имеет с.о. = +1, стронций из второй группы имеет с.о. = +2, а с.о. алюминия из третьей группы равна +3.

Элементы, расположенные в главных подгруппах IV-VI групп, в соединениях могут иметь максимальную с.о., равную номеру группы и промежуточную, на две единицы меньшую. Например, для углерода, элемента четвертой группы, могут быть с.о., равные +4 и +2, у фосфора, элемента пятой группы, существуют с.о., равные +5 и +3.

Элементы VIIA группы могут иметь четыре положительные степени окисления: +7, +5, +3, +1. Исключение составляет ФТОР, имеющий в своих соединениях только одну, отрицательную степень окисления -1.

Элементы побочных подгрупп (B) I-III групп, как правило, имеют постоянную с.о., равную номеру группы. Исключение составляют Cu (+1, +2), Au (+1, +3) и Hg (+1, +2). Элементам IVB группы свойственны с.о. = +2 и +4. Для элементов VB-VIIIB групп нет простой связи между номером группы и устойчивыми степенями окисления. Для некоторых элементов, наиболее часто используемых в практике, значения возможных степеней окисления необходимо запомнить:

с.о. (V) = +5(кисл.), +4(амф.), +3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Cr) = +6(кисл.), +3(амф.), +2(осн.);

с.о. (Mn) = +7(кисл.), +6(кисл.), +4(амф.), +3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Fe) = +6(кисл.), +3(амф.), +2(осн.);

с.о. (Co) =+3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Ni) =+3(осн.), +2(осн.)

В скобках показан характер солеобразующего оксида и гидроксида соответстующей степени окисления элемента.

При составлении формул оксидов необходимо, чтобы алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов обоих элементов равнялась нулю. Количественный состав молекулы определяется по наименьшему общему кратному степеней окисления элементов и должен соответствовать ПРОСТЕЙШЕЙ формуле оксида.

Химические свойства оксида определяются характером элемента, образующего оксид. Типичные металлы, типичные неметаллы и «амфотерные» элементы образуют солеобразующие оксиды трех типов, соответственно: ОСНОВНЫЕ, КИСЛОТНЫЕ и АМФОТЕРНЫЕ оксиды. В Периодической системе границу между элементами главных подгрупп, образующими основные и кислотные оксиды, формируют «амфотерные» элементы: Be, Al, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po. Из их числа исключения составляют PoO и Bi2O3 – основные оксиды и Sb2O5 и PoO3 – кислотные оксиды.

Нужно также отметить, что некоторые оксиды не обладают кислотными, амфотерными или основными свойствами. Такие оксиды называют несолеобразующими. К ним относятся CO, N2O, NO.

Элементы IB-IIIB групп образуют основные оксиды за исключением Zn(2+) и Au(3+), оксиды которых амфотерны. Оксиды элементов группы IVB имеют амфотерный характер. Оксиды элементов групп VB-VIIIB не имеют четкой связи между характером оксида и степенью окисления элемента.

Химические свойства оксидов определяются следующим образом:

Основные оксиды взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль. Пример: Na2O + SO2 = Na2SO3, K2O + ZnO = K2ZnO2.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными или амфотерными оксидами, образуя соль. Пример: CO2 + CaO = CaCO3, 3CO2 + Al2O3 = Al2(CO3)3.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами или амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример:
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O, Rb2O + 2Cr(OH)3 =
= 2RbCrO2 + 3H2O.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример:
P2O5 + Mg(OH)2 = Mg(PO3)2 + H2O,
SO3 + Be(OH)2 = BeSO4 + H2O.

Основные оксиды НЕ взаимодействуют с основными же оксидами или с основаниями.

Кислотные оксиды НЕ взаимодействуют с кислотными же оксидами или с кислотами.

Амфотерные оксиды НЕ взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Контрольные задания

Определить все возможные оксиды для всех элементов своего варианта задания, приведенного в табл. 2.

Отметить какие из оксидов относятся к основным, амфотерным, кислотным.

Составить уравнения реакций кислотных и амфотерных оксидов с K2O и NaOH .

Составить уравнения реакций основных и амфотерных оксидов с SO3 и HNO3.

Т а б л и ц а 2

номер задания

элементы (для элементов с переменными степенями окисления следует составить все возможные формулы оксидов)

11

Хром, цезий, фосфор, мышьяк

12

Бром, алюминий, кальций, рубидий

13

Бериллий, калий, хлор, медь

14

Стронций, железо, сера, фосфор

15

Литий, барий, свинец, теллур

16

Марганец, фосфор, углерод, калий

17

Натрий, йод, хром, литий

18

марганец, калий, углерод, магний

19

Литий, барий, железо, сера

20

Бор, хлор, ванадий, кальций

Пример. Элементы задания: цинк, селен, кобальт, цезий.

По таблицам определяем возможные степени окисления элементов: Zn(2+), Se(4+), Se(6+), Co(2+), Co(3+), Cs(+1). Определяем формулы оксидов на основании правил, приведенных выше: ZnO, SeO2, SeO3, CoO, Co2O3 и Cs2O.

Распределяем по группам:

Кислотные: SeO2, SeO3;

Основные: CoO, Co2O3, Cs2O;

Амфотерные: ZnO.

Таким образом, с K2O и NaOH могут взаимодействовать SeO2, SeO3 и ZnO, а с SO3 и HNO3 – CoO, Co2O3, Cs2O и ZnO.

Напишем уравнения реакций, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

K2O + SeO2 = K2SeO3,

K2O + SeO3 = K2SeO4,

K2O + ZnO = K2ZnO2,

2NaOH + SeO2 = Na2SeO3 + H2O,

2NaOH + SeO3 = Na2SeO4 + H2O,

2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O,

SO3 + CoO = CoSO4,

3SO3 + Co2O3 = Co2(SO4)3,

SO3 + Cs2O = Cs2SO4,

SO3 + ZnO = ZnSO4,

2HNO3 + CoO = Co(NO3)2 + H2O,

6HNO3 + Co2O3 = 2Co(NO3)3 + 3H2O,

2HNO3 + Cs2O = 2CsNO3 + H2O,

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O.

Для того чтобы составить формулу образующейся соли, необходимо знать формулу кислоты, соответствующей оксиду. Для ее нахождения необходимо ФОРМАЛЬНО прибавить молекулу воды к формуле кислотного или амфотерного оксида, в случае необходимости сократив число атомов до простейшей формулы:

H2O + SeO3 = H2SeO4, то есть оксиду селена (VI) соответствует селеновая кислота H2SeO4, анион которой имеет формулу SeO42– и заряд (–2).

H2O + ZnO = H2ZnO2, то есть оксиду цинка ФОРМАЛЬНО соответствует кислота H2ZnO2, анион которой имеет формулу ZnO22– и заряд (–2).

H2O + N2O5 = H2N2O6, сокращая на два, получим формулу азотной кислоты HNO3, соответствующей оксиду азота (V).
^ Кислоты и основания
Кислотами называют химические соединения, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов образуют только ионы H+, что подчеркивается при составлении химических формул кислот записью символа водорода на первом месте.

Кислоты классифицируются:

По составу (кислородные, бескислородные). Например: HNO3 и HCl.

По основности (одно-, двух-, трехосновные). Например: HNO3, H2SO4 и H3PO4.

По способности к электролитической диссоциации (сильные, слабые). Например: H2SO4 (сильная) и H2S (слабая).

Сильные кислоты: H2SO4, H2SeO4, HNO3, HClO4, HClO3, HBrO4, HBrO3, HJO3, HCl, HBr, HI, HMnO4, H2Cr2O7. H3PO4 является кислотой средней силы. Остальные кислоты являются слабыми.

Если кислота многоосновна, то ее диссоциация проходит ступенчато (в отличие от диссоциации солей). Уравнения ступенчатой диссоциации кислоты будут выглядеть следующим образом (например, H3PO4):

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4¯,

H2PO4¯ ↔ H+ + HPO42–,

HPO42– ↔ H+ + PO43–.

Основаниями называют соединения, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов образуют только ионы OH–. Этот факт подчеркивается написанием групп OH– после катиона.

Основания можно классифицировать:

По кислотности (одно-, двух-, трехкислотные).

По способности к электролитической диссоциации (сильные, слабые).

Названия оснований образуются следующим образом: к слову «гидроксид» добавляется название металла, образующего основание, и указывают его степень окисления, если она не единственная. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II).

Амфотерные гидроксиды называют точно так же, как основания: Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), Zn(OH)2 – гидроксид цинка.

Сильными называются основания, диссоциирующие в водных растворах практически полностью, слабыми – основания, мало диссоциирующие.

Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2. Остальные основания являются слабыми.

Как и в случае с кислотами, если основание многокислотно (то есть содержит более, чем одну группу OH¯), то его диссоциация протекает ступенчато (например Mg(OH)2):

Mg(OH)2 ↔ MgOH+ + OH¯,

MgOH+ ↔ Mg2+ + OH¯.

Химические свойства кислот и оснований определяются следующим образом:

Основания взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Пример: 2NaOH + SO2 = Na2SO3­­­­­­­­ + H­2O,
2KOH + ZnO = K2ZnO2 + H2O.

Кислоты взаимодействуют с основными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Пример: H2CO3 + CaO = CaCO3 + H­2O,
6HCl + Al2O3 = 2AlCl3 + 3H­2O.

Основания и кислоты вступают во взаимодействие друг с другом с образованием соли и воды. Пример:
Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O.

Кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример: 3H2SO4 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6H2O.

Основания взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (в этом случае амфотерный гидроксид записывается в «кислотной» форме). Пример:
KOH + HAlO2 = KAlO2 + H2O.

Основания НЕ взаимодействуют с основными оксидами или с основаниями.

Кислоты НЕ взаимодействуют с кислотными оксидами или с кислотами.

Контрольные задания

Составить уравнения ступенчатой диссоциации соединений в своем варианте задания, приведенного в табл. 3.

Составить уравнения реакций кислот и амфотерных гидроксидов с K2O и NaOH.

Составить уравнения реакций основных и амфотерных гидроксидов с SO3 и HNO3.

Т а б л и ц а 3

номер задания

формулы кислот и гидроксидов

21

HCl

Zn(OH)2

CsOH

22

Be(OH)2

H2SeO4

Ni(OH)2

23

LiOH

H2SO3

Cr(OH)3

24

HNO2

Pb(OH)2

Ca(OH)2

25

Ba(OH)2

H3BO3

Sn(OH)2

26

RbOH

H2CO3

Be(OH)2

27

Al(OH)3

HBrO3

Co(OH)2

28

Sr(OH)2

HNO2

Pb(OH)2

29

Cr(OH)3

H2S

LiOH

30

H2SiO3

Al(OH)3

KOH

Пример. Вещества задания: HBrO4, Mn(OH)2, Fe(OH)3.

Поскольку основные и амфотерные гидроксиды записываются одинаково, не всегда ясно к какому классу принадлежит тот или иной гидроксид. Для установления класса гидроксида металла руководствуются тем фактом, что характер его такой же, как у оксида этого металла той же степени окисления. В нашем случае Mn(OH)2 соответствует оксид MnO (с.о. = +2), который по правилам, определенным ранее, является основным. Fe(OH)3 соответствует оксид Fe2O3 (с.о. = +3), который является амфотерным. Таким образом, и с кислотой, и с основанием будет взаимодействовать Fe(OH)3.

Напишем уравнение диссоциации кислоты. Поскольку бромная кислота одноосновна, диссоциация проходит в одну стадию:

HBrO4 = H+ + BrO4­­­–.

Диссоциация основания будет происходить следующим образом (в данном случае диссоцивация идет в две ступени, поскольку гидроксид марганца двухкислотен):

Mn(OH)2 ↔ MnOH+ + OH¯,

MnOH+ ↔ Mn2+ + OH¯.

Диссоциация амфотерного гидроксида по основному типу:

Fe(OH)3 ↔ Fe(OH)2+ + OH¯,

Fe(OH)2+ ↔ Fe(OH)2+ + OH¯,

Fe(OH)2+ ↔ Fe3+ + OH¯.

Напишем уравнения реакций кислоты и амфотерного гидроксида с K2O и NaOH, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

2HBrO4 + K2O = 2KBrO4 + H2O,

HBrO4 + NaOH = NaBrO4 + H2O,

2Fe(OH)3 + K2O = 2KFeO2 + 3H2O,

Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O.

Напишем уравнения реакций основания и амфотерного гидроксида с SO3 и HNO3, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

Mn(OH)2 + SO3 = MnSO4 + H2O,

2Fe(OH)3 + 3SO3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O,

Mn(OH)2 + 2HNO3 = Mn(NO3)2 + 2H2O,

Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O.
Соли
Соли – продукты полного или частичного замещения ионов водорода в кислотах на ионы металла, или гидроксидных ионов в основаниях на кислотный остаток. Соли могут быть трех типов – нормальные, кислые, основные.

Нормальные (средние) соли образуются при полном замещении ионов водорода. Кислые или основные соли образуются при неполном замещении – ионов водорода или гидроксидных ионов, соответственно.

При составлении формулы соли необходимо соблюдать условие электронейтральности. Заряд катиона определяется по числу OH-групп в соответствующем основании, заряд аниона (кислотного остатка) определяется по числу ионов водорода в кислоте. Например, нужно составить формулу соли, получающейся при взаимодействии Al(OH)3 и H2SO4. Определяем заряды: Al3+, поскольку в составе основания находится три OH-группы; SO42–, поскольку в составе кислоты находится два иона водорода.

Не нужно отдельно вычислять степени окисления каждого из элементов в кислотном остатке, поскольку для правильного составления формулы соли необходимо знать только заряд аниона. Более того, поскольку кислотный остаток в реакциях нейтрализации (к которым относится образование соли) остается неизменным, в химических формулах данный факт отражается записью аниона в скобках, за которыми указывается количество данных анионов в молекуле. Ни в коем случае нельзя записывать подряд число атомов того или иного элемента! Например, упомянутая выше соль записывается как Al2(SO4)3, но не Al2S3O12! Еще пример – Ca(NO3)2, но не CaN2O6. Правильная запись солей отражает также то, каким образом соль будет диссоциировать. Al2(SO4)3 диссоциирует на два иона Al3+ и на три SO42–, но НЕ на Al26+ и (SO4)36–! Таким образом, правильное уравнение диссоциации – Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42–.

При наименовании соли руководствуются следующими правилами. Название начинается с наименования аниона (кислотного остатка). Названия анионов наиболее распространенных солей приведены в приложении. Далее в родительном падеже следует название катиона. Данный способ наименования отражает то, на какие частицы диссоциирует соль в растворе. Например, Ca3(PO4)2 – ортофосфат (анион PO43–) кальция (катион Ca2+), и уравнение диссоциации будет выглядеть так: Ca3(PO4)2 → 3Ca2+ + 2PO43–. Здесь следует отметить, что коэффициенты при Ca2+ и при PO43– в названии никак не отражаются, так как получаются автоматически при соблюдении условия электронейтральности молекулы Ca3(PO4)2!

Названия кислых и основных солей подчиняются тому же правилу. Сначала называется анион соли, а затем катион в родительном падеже. В случае кислых солей перед названием АНИОНА появляется приставка «гидро-» или «дигидро-», если в соли остается два незамещенных иона водорода. В случае основных солей к названию КАТИОНА добавляется приставка «гидроксо-» или «дигидроксо-», если в соли остается две незамещенных гидроксидных группы. Следует отметить, что и в случае кислых и основных солей название отражает способ диссоциации соли в растворе.

^ Контрольные задания

Составить уравнения реакций образования всех солей, возможных при реакции кислоты и основания, указанных в задании табл. 4. Назвать соли. Написать уравнения диссоциации полученных солей.

По названию составить формулы солей. Написать реакцию получения солей из исходных гидроксида и кислоты.

Т а б л и ц а 4

номер задания

кислоты и гидроксиды

названия солей

31

Zn(OH)2, H2SO4

Гидроортофосфат натрия,

бромид дигидроксожелеза (III)

32

Ca(OH)2, H2CO3

хлорат гидроксомагния,

гидросульфат алюминия

33

Al(OH)3, HNO3

карбонат гидроксомеди (II),

гидросульфит кальция

34

Fe(OH)3, HCl

гидросульфид натрия,

нитрат дигидроксохрома (III)

35

KOH, H3AsO4

гипохлорит гидроксокальция,

дигидроотофосфат калия



О к о н ч а н и е

36

NaOH, H3BO3

хлорид гидроксоцинка,

гидросиликат натрия

37

Ba(OH)2, H2S

гидроортоарсенат аммония,

ортоборат гидроксобария

38

Sr(OH)2, H2SO3

нитрат гидроксоалюминия,

гидросульфат марганца (II)

39

Cr(OH)3, HBr

гидроортоборат калия,

нитрит гидроксокальция

40

RbOH, H3PO4

хлорид гидроксоникеля (II),

гидросульфит магния

Пример 1. кислота и гидроксид: Co(OH)2 и H2SeO4.

Для написания формул всех возможных солей необходимо составить формулы всех возможных катионов и анионов, которые легко получить, выписав уравнения ступенчатой диссоциации для соединений задания:

Co(OH)2 ↔ CoOH+ + OH¯,

CoOH+ ↔ Co2+ + OH¯;

H2SeO4 = H+ + HSeO4¯,

HSeO4¯ = H+ + SeO42–.

Таким образом, соли могут быть образованы следующими ионами: CoOH+, Co2+, HSeO4¯ и SeO42–. Образуем соли, не забывая соблюдать условие электронейтральности: (CoOH)2SeO4, CoSeO4, Co(HSeO4)2.

Обратите внимание, что образование соли из катиона CoOH+ и аниона HSeO4¯ НЕВОЗМОЖНО, так как в этом случае частицы OH¯ и H+ «встретятся» в формуле соли, что приведет к образованию H2O и средней соли CoSeO4!

Названия солей (название аниона см. приложение):

CoSeO4 – селенат кобальта (средняя соль),

(CoOH)2SeO4 – селенат гидроксокобальта (основная),

Co(HSeO4)2 – гидроселенат кобальта (кислая).

Диссоциация солей, как уже упоминалось, происходит полностью. Запишем уравнения диссоциации:

CoSeO4 = Co2+ + SeO42–,

(CoOH)2SeO4 = 2CoOH+ + SeO42–,

Co(HSeO4)2 = Co2+ + 2HSeO4¯.

Пример 2. Названия солей: гидрокарбонат кальция, сульфат гидроксомагния.

Карбонат – соль угольной кислоты (H2CO3), формула аниона: CO32–. Приставка «гидро-» означает, что один ион водорода остается соединенным с анионом, то есть ион гидрокарбоната – HCO3¯. Таким образом, формула соли: Ca(HCO3)2. Как уже упоминалось, исходной кислотой для данной соли будет угольная (H2CO3). Исходным основанием – гидроксид металла, в данном случае гидроксид кальция, то есть Ca(OH)2. Реакция образования соли выглядит следующим образом:

Ca(OH)2 + 2H2CO3 = Ca(HCO3)2 + 2H2O.

Аналогично рассмотрим следующую соль, сульфат гидроксомагния. Сульфат – соль серной кислоты (H2SO4), формула ее аниона: SO42–. Приставка «гидроксо-» означает, что с ионом Mg2+ остается связана одна группа OH¯, то есть гидроксид магния Mg(OH)2, являющийся исходным основанием для образования соли, отдает при образовании соли только одну группу OH¯ и остается в виде MgOH+. Таким образом, формула соли – (MgOH)2SO4. Реакция образования соли:

2Mg(OH)2 + H2SO4 = (MgOH)2SO4 + 2H2O.
^ ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Практическая деятельность человека показывает, что химические превращения осуществляются либо для производства необходимых веществ, либо для получения энергии за счет проведения тех или иных химических реакций. Поэтому рассмотрение реальной осуществимости химических процессов следует проводить с двух позиций – энергетической полезности (учение о тепловых эффектах реакций) и кинетической (учение о скоростях реакций).

В первую очередь необходимо оценить принципиальную возможность протекания реакции в заданных условиях. Анализ энергетических соотношений показывает, что самопроизвольно протекают процессы в сторону наиболее вероятного состояния системы. В ходе таких процессов энергия выделяется, и система переходит в состояние с меньшей внутренней энергией.

Вопросами перехода энергии из одной формы в другую при химических реакциях занимается научная дисциплина «химическая термодинамика», в частности раздел этой дициплины – «термохимия». Основным законом термохимии является закон Гесса. Согласно закону Гесса «самопроизвольно могут протекать только те реакции, которые сопровождаются уменьшением свободной энергии системы или возрастанием неупорядоченности системы».

На практике обнаруживается, что далеко не все реакции, удовлетворяющие закону Гесса, осуществимы в реальности. Для практической возможности проведения реакции необходимо учитывать также скорость протекания данной реакции. Рассмотрением закономерностей, присущих скоростям химических реакций занимается «химическая кинетика и химическое равновесие».

До выполнения заданий на данную тему студенту необходимо изучить разделы, посвященные химической термодинамике и кинетике, усвоить основные понятия и законы данных разделов (скорость реакции, константа скорости, закон действующих масс, зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа, константа равновесия, принцип Ле-Шателье).

Кроме того, студент должен самостоятельно разобрать приведенные в литературных источниках примеры решения типовых заданий по данному разделу, а затем приступить к решению задания своего варианта.

^ Контрольные задания

41-45. Дайте определение понятию «скорость химической реакции». Опишите количественно (где это можно), как влияют на скорость реакции внешние условия (концентрация, температура, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость прямой реакции, при изменении условий, указанных в табл. 5.

Т а б л и ц а 5

номер задания

реакция

изменение температуры

изменение давления

41

CaCO3(тв.) → CaO(тв.) + CO2

↓ на 50 ºC, γ = 3

↑ в 2 раза

42

H2O+ CO → CO2 + H2

↑ на 30 ºC, γ = 4

↓ в 3 раза

43

N2 + 3H2 → 2NH3

↓ на 40 ºC, γ = 2

↑ в 2 раза

44

H2 + Cl2 → 2HCl

↓ на 60 ºC, γ = 4

↑ в 3 раза

45

2NO + O2 → 2NO2

↑ на 30 ºC, γ = 3

↓ в 2 раза

46-50. Чем характеризуется состояние химического равновесия? От каких факторов зависит константа равновесия? Предскажите, в соответствии с принципом Ле-Шателье, в какую сторону произойдет смещение равновесия при изменении внешних условий, указанных в вашем варианте, табл. 6.

Т а б л и ц а 6

номер

реакция

изменение температуры

изменение концентрации

изменение давления

46

2NO + O2 ↔ 2NO2 + Q

↑

↑ CM(NO)

↑

47

CO2 + CaCO3(тв.) + H2O(пар) ↔ Ca(HCO3)(тв.) – Q

↓

↑ CM(CO2)

↑

48

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q

↑

↓ CM(NH3)

↑

49

2NH3 + 5NO2 ↔ 7NO + 3H2O(пар) + Q

↓

↑ CM(NH3)

↓

50

N2O4 ↔ 2NO2 – Q

↓

↓ CM(NO2)

↓
РАСТВОРЫ ^ Способы выражения концентраций растворов
Изучение темы «растворы» студент начинает с того, что сначала изучает материал по учебному пособию. В процессе работы с учебником следует усвоить следующие основные понятия данного раздела курса:

Какие системы называются р