Технический университет общая химия Сборник задач




НазваниеТехнический университет общая химия Сборник задач
страница1/19
Дата публикации19.02.2014
Размер2.19 Mb.
ТипСборник задач
zadocs.ru > Химия > Сборник задач
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   19
Министерство образования Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Санкт-Петербургский государственный горный институт им. Г.В.Плеханова

(технический университет)

общая химия

Сборник задач


Санкт-Петербург

2003

УДК 541.1.076 (075.80)

ББК 24.1

        О28

Авторы-составители:

Д.Э.Чиркст, Т.Е.Литвинова, О.В.Черемисина, Н.Я.Дубровская, И.И.Иванов, Л.В.Григорьева
Приведены краткий теоретический материал, примеры решения задач и задания по основным разделам общей химии: основным законам, строению вещества, электрохимии, свойствам растворов.

Сборник задач предназначен для студентов всех специальностей, изучающих дисциплины «Общая химия» и «Неорганическая химия».

Научный редактор проф. Д.Э.Чиркст
Рецензенты: кафедра физической и коллоидной химии Санкт-Петербургского технологического университета растительных полимеров, доц. С.С.Потемин (Санкт-Петербургский университет).


Общая химия:

О28     Сборник задач / Д.Э.Чиркст, Т.Е.Литвинова, О.В.Черемисина, Н.Я.Ду­бровская, И.И.Иванов, Л.В.Григорьева; под редакцией Д.Э.Чиркста; Санкт-Петербургский государственный горный институт (технический университет). СПб, 2003. 124 с.

ISBN 5-94211-216-9.

УДК 541.1.076 (075.80)

ББК 24.1


ISBN 5-94211-216-9

    Санкт-Петербургский горный

институт им. Г.В.Плеханова, 2003 г.




^ 1. Основные классы неорганических соединений. Номенклатура
К основным классам неорганических соединений относятся оксиды, гидроксиды, кислоты, соли. Рассмотрим основы номенклатуры и характерные свойства каждого из этих классов соединений.

Оксиды. Оксидами называют соединения, состоящие из кислорода и какого-нибудь элемента El. Общую формулу оксидов можно записать как ElxOy, где х и y – наименьшие целые числа, кратные валентности кислорода и элемента соответственно, например, .

Названия оксидов дают по следующей схеме:

Оксид _______________________________ (____________).

название элемента степень окисления элемента

Например, N2O – оксид азота (I), СО – оксид углерода (II), Fe2O3 – оксид железа (III), SO3  оксид серы (VI).

По химическим свойствам оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие. Первой группе соответствуют соли, вторая группа (в нее входят СО, NO и др.) солей не образует. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, амфотерные и кислотные оксиды.

Основные оксиды образованы металлами и взаимодействуют с кислотами с образованием солей:

Fe2O3 + 6 HCl  2 FeCl3 + 3H2O.

Оксиды элементов I и II групп главных подгрупп периодической системы (за исключением бериллия и магния) взаимодействуют с водой с образованием соответствующих гидроксидов

CaO + H2O  Ca(OH)2

и с кислотными оксидами с образованием солей

Na2O + CO2  Na2CO3.

Амфотерные оксиды также образованы металлами и обладают одновременно свойствами и основных, и кислотных оксидов. Отличительным признаком амфотерных оксидов является способность взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами с образованием солей:

ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O;

ZnO + 2 KOH  K2ZnO2 + H2O (при сплавлении);

ZnO + 2 KOH + H2O  K2[Zn(OH)4] (в растворе).

Наиболее распространенными представителями амфотерных оксидов являются ZnO, Al2O3, Cr2O3.

Кислотные оксиды, в основном, образованы неметаллами (SO3, CO2), но некоторые высшие оксиды металлов тоже являются кислотными (например, CrO3, Mn2O7 и др.). Главный отличительный признак кислотных оксидов – их способность взаимодействовать со щелочами с образованием солей:

CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O,

CrO3 + 2 KOH  K2CrO4 + H2O.

Газообразные кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот

SO2 + H2O  H2SO3.

Гидроксиды. Гидроксидами называют соединения, состоящие из положительного иона металла или иона аммония NH4+ и одной или нескольких гидроксогрупп (OH). Общую формулу гидроксида можно записать как Me(OH)x, где х – степень окисления металла. Например, NaOH, Fe(OH)2, Al(OH)3.

Названия гидроксидов дают по следующей схеме:

Гидроксид_____________________________ (____________).

название металла степень окисления металла

Например, NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Al(OH)3 – гидроксид алюминия.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания и щелочи способны диссоциировать в растворе с образованием гидроксид-ионов (OH). По химическим свойствам гидроксиды делят на щелочные, основные и амфотерные гидроксиды.

Щелочные гидроксиды (щелочи) образованы элементами I и II группы главной подгруппы периодической системы элементов, за исключением бериллия и магния. Все щелочи, в отличие от остальных гидроксидов, растворимы в воде. Нерастворимые гидроксиды могут быть получены путем воздействия щелочей на соответствующие соли:

CuSO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + Cu(OH)2.

Все гидроксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей:

Fe(OH)3 + 3 HNO3  Fe(NO3)3 + 3 H2O;

Zn(OH)2 + 2 HCl  ZnCl2 + H2O.

Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами, образуя соли. К амфотерным гидроксидам, в частности, относятся Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3. Реакция амфотерного гидроксида со щелочью в растворе и в расплаве идет по-разному. В растворе образуются гидроксокомплексы:

Zn(OH)2 + 2 NaOH  Na2[Zn(OH)4],

в расплаве – обычные соли:

Zn(OH)2 + 2 NaOH  Na2ZnO2 + Н2О.

Кислоты. Кислотами называют вещества, состоящие из отрицательного иона кислотного остатка и положительного иона водорода (одного или нескольких). Общую формулу кислоты можно записать в виде HxAn, где х – модуль заряда аниона кислотного остатка Anx. С точки зрения теории электролитической диссоциации, к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода.

По наличию атома кислорода в кислотном остатке различают бескислородные кислоты (HCl, H2S) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4).

По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться металлами, различают кислоты одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2S, H2SO4), трехосновные (H3PO4) и т.д.

Все кислоты взаимодействуют с гидроксидами металлов и с активными металлами с образованием солей:

H2SO3 + 2 NaOH  Na2SO3 + H2O;

2 HCl + Zn  ZnCl2 + H2.

При составлении названия кислот используется корень русского названия элемента, образующего кислоту (центрального атома), с добавлением суффикса, окончания или приставки в зависимости от состава кислоты и степени окисления центрального атома.

Бескислородные кислоты называют по схеме: элементоводородная кислота. Например, HCl – хлороводородная кислота (соляная), H2S – сероводородная кислота, H2Te – теллуроводородная кислота.

Кислородсодержащие кислоты получают название в зависимости от степени окисления центрального атома. При максимальной степени окисления (высшие кислоты) используют окончание -ная или -вая. Например, HNO3 – азотная кислота, H2SO4 – серная кислота, H2CrO4 – хромовая кислота. Если центральный атом имеет минимальную положительную степень окисления, используют суффикс -ист. Например, HNO2 – азотистая кислота, H2SO3 – сернистая кислота.

Для обозначения степеней окисления атомов галогенов используют следующие суффиксы: -н ® -оват ® -ист ® -оватист (степень окисления в ряду понижается). Например, HCl+7O4 – хлорная, HCl+5O3 – хлорноватая, HCl+3O2 – хлористая, HCl+O – хлорноватистая кислота.

Приставками орто- и мета- обозначают кислоты, образованные элементом с одинаковой степенью окисления и разной основностью. Например, H3PO4 – ортофосфорная кислота, HPO3 – метафосфорная кислота.

Если в молекуле кислоты атом кислорода замещен на серу со степенью окисления –2, в названии употребляют приставку тио-. Например, H2SO3S (H2S2O3) – тиосерная кислота, H2CS3 – тритиоугольная кислота.

Приставку ди- вводят для обозначения кислот с двумя атомами, образующими кислотный остаток. Например, H2P2O7 – дифосфорная кислота, H2Cr2O7 – дихромовая кислота.

Соли. Солями называют сложные вещества, состоящие из катиона металла и аниона кислотного остатка. Общую формулу соли можно записать как MexAny, где х и y – наименьшие целые числа, кратные зарядам катиона и аниона соответственно. Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения в молекуле кислоты атомов водорода атомами металлов или как продукт замещения гидроксогрупп в молекуле гидроксида металла кислотными остатками.

При полном замещении (нейтрализации) образуются средние соли:

2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O.

При неполной нейтрализации многоосновной кислоты гидроксидом металла образуются кислые соли:

H3PO4 + KOH  KH2PO4 + H2O.

При неполной нейтрализации гидроксида металла кислотой образуются основные соли:

Fe(OH)3 + 2 HCl  FeOHCl2 + 2 H2O.

Разновидностью основных солей являются оксосоли, образующиеся при отщеплении молекулы воды от основной соли:

Bi(OH)2Cl  BiOCl + H2O.

В ряде случаев образуются двойные соли, имеющие два разных катиона металла и один кислотный остаток, например KAl(SO4)2.

Названия солей составляют из названия кислотного остатка и названия металла в родительном падеже; в скобках указывают степень окисления металла, если их несколько. Например, Fe2(SO4)3  сульфат железа (III), NaCl – хлорид натрия. Название аниона соли дают, исходя из латинского корня кислотообразующего элемента, с добавлением приставки или суффикса в зависимости от наличия кислорода в кислотном остатке, степени окисления кислотообразующего элемента и состава кислотного остатка.

Кислотные остатки бескислородных кислот обозначают, добавляя к латинскому корню кислотообразующего элемента суффикс –ид. Например, Cl  хлорид, NaCl – хлорид натрия; S2  сульфид, NiS – сульфид никеля (II).

Кислотные остатки кислородсодержащих кислот называют, учитывая степень окисления. Если кислотообразующий элемент находится в высшей степени окисления, к латинскому корню кислотообразующего элемента добавляют суффикс –ат. Например, SO42  сульфат, K2SO4  сульфат калия; NO3  нитрат, NH4NO3  нитрат аммония; CrO42  хромат, BaCrO4  хромат бария.

Если кислотообразующий элемент находится в низшей степени окисления, к латинскому корню кислотообразующего элемента добавляют суффикс –ит. Например, SO32  сульфит, BaSO3  сульфит бария; NO2  нитрит, NаNO3  нитрит натрия; CrO2  хромит, KCrO2  хромит калия.

В обозначении анионов орто- и метакислот сохраняют приставки орто- и мета-. Например, PO43  ортофосфат, Na3PO4  ортофосфат натрия; PO3  метафосфат, NaPO3  метафосфат натрия. Названия кислотных остатков тиокислот имеют приставку тио-. Например, SSO32 (S2O32) – тиосульфат, Na2S2O3 – тиосульфат натрия.

Если кислотный остаток содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют приставку ди-. Например, Cr2O72  дихромат, Na2Cr2O7 – дихромат натрия.

Для обозначения степеней окисления атомов галогенов используют следующие приставки и суффиксы: пер-….-ат-ат-ит гипо-…..-ит (степень окисления в ряду понижается). Например, Cl+7O4 – перхлорат, Cl+5O3 – хлорат, HCl+3O2 – хлорит, Cl+O – гипохлорит.

Для названия анионов кислых солей используют приставку гидро-, количество атомов водорода в составе соли указывают греческими числительными (ди, три, тетра и т.д.). Например, HCO3  гидрокарбонат, NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, Ba(HCO3)2 – гидрокарбонат бария, H2PO4  дигидроортофосфат, KH2PO4  дигидроортофосфат калия.

Катионам основных солей дают названия с приставкой гидроксо-, количество гидроксогрупп в составе соли указывают греческими числительными (ди, три, тетра и т.д.). Например, FeOHCl – хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH)2SO4  сульфат гидроксоникеля, Al(OH)2NO3  нитрат дигидроксоалюминия.

Для названия катионов оксосолей используют корень латинского названия металла с добавлением суффикса –ил. Например, BiO+  висмутил, BiOCl – хлорид висмутила; UO22+  уранил, UO2Cl2 – хлорид уранила.

Название двойным солям дают, руководствуясь вышеперечисленными правилами, называя сначала анион, а затем катионы в направлении справа налево. Например, KAl(SO4)2 – сульфат алюминия, калия.

Для солей характерны реакции с кислотами, щелочами, металлами, друг с другом, если в результате реакции образуются осадок, газ или малодиссоциированное соединение. Следует помнить, что более сильная кислота вытесняет более слабую из состава соли, более активный металл замещает менее активный, при действии на соли щелочей могут получаться осадки нерастворимых гидроксидов металлов.
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   19

Добавить документ в свой блог или на сайт

Похожие:

Технический университет общая химия Сборник задач iconФизическая и коллоидная химия сборник лабораторных работ Санкт-Петербург...
Физическая и коллоидная химия. Сборник лабораторных работ. Составители: Д. Э. Чиркст, О. В. Черемисина

Технический университет общая химия Сборник задач iconРоссийской Федерации Тверской государственный технический университет...
Методическое пособие содержит правила оформления лабораторных работ, а также теоретические сведения по основным разделам курса «Химия»....

Технический университет общая химия Сборник задач iconКоллоидная химия сборник лабораторных работ удк 541 076 (075. 83)...
Физическая и коллоидная химия. Сборник лабораторных работ. Составители: Д. Э. Чиркст, О. В. Черемисина

Технический университет общая химия Сборник задач iconРеспублики Казахстан Карагандинский государственный технический университет...
Карагандинский государственный технический университет проводит региональную научно-практическую конференцию

Технический университет общая химия Сборник задач iconФедеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального...
Методические указания, решение типовых задач и контрольные задания для студентов заочного обучения зооинженерного факультета

Технический университет общая химия Сборник задач iconХимия общая и неорганическая

Технический университет общая химия Сборник задач iconСборник задач по курсу физики: Учеб метод пособие / Л. В. Гулин, С. В. Анахов
Сборник задач по курсу физики: Учеб метод пособие / Л. В. Гулин, С. В. Анахов. Екатеринбург: гоу впо «Российский гос проф пед ун-т»,...

Технический университет общая химия Сборник задач iconФедеральное государственное бюджетное образовательное учреждение...
«московский государственный технический университет гражданской авиации» (мгту га)

Технический университет общая химия Сборник задач iconСборник задач по теории вероятностей и основам теории массового
Д. т н проф. Рябко Б. Я. Сборник задач по теории вероятностей и основам теории массового обслуживания. 2010, с. 76

Технический университет общая химия Сборник задач iconСборник ситуационных задач по пропедевтике внутренних болезней уфа-2012
Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования “башкирский государственный медицинский...

Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2013
контакты
zadocs.ru
Главная страница

Разработка сайта — Веб студия Адаманов