Михаил Бармин.

Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач



скачать книгу бесплатно


Михаил Иванович Бармин


ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ С ПРЕМЕРАМИ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ


Введение


Настоящее учебное пособие предназначено для абитуриентов, сдающих ЕГЭ в 2017 и последующих годах. В связи с обновлением большинства учебных пособий и учебников по общей и неорганической химии выпуск учебного пособия такого типа актуален. Данное пособие отличается от аналогичных изданий, например тем, что в конце его приводится как бы краткая аннотация лекций, что помогает, с одной стороны, запоминанию, с другой – помогает понять историю возникновения понятий и законов и внутри предметной связи. В этой книге есть решения типовых задач (тесты 27-29), что несомненно повысит качество преподавания. Суперполезно для студентов России, Белоруссии, Украины и всех знающих русский язык, более того полезно для студентов всех форм и типов образования не химических вузов. Будем рады предложениям и замечаниям.

Доцент, канд. хим. наук      М.И.Бармин


тел.: 588–73–45; e–

mihail-barmin2010@ya.ru

СТУДЕНТЫ И АБИТУРИЕНТЫ – НА ДИЕТУ!


Научно доказано: концентрация внимания, находчивость и даже творческие озарения – отнюдь не случайность. Все это вполне достижимо с помощью …еды.


Хотя мозг человека и составляет всего 2–3 процента от общей массы тела, но он очень любит «поесть». Представьте себе, что 20 процентов калорий, потребляемых вами в день «съедает» именно этот обжора. Соответственно рацион, можно сказать, определяет и умственные способности. Одни продукты стимулируют работоспособность, другие – быстроту мышления, третьи – концентрацию.


Лучшему запоминанию способствует морковь (она участвует в процессе обновления клеток мозга). Перед тем как что–либо учить, съешьте тарелочку тертой моркови с растительным маслом.

Любимый фрукт театральных звезд – ананас. Чтобы помнить наизусть огромные монологи, необходим витамин С, которого в нем много, а вот калорий очень мало. Стакан ананасового сока в день – вещь незаменимая. Хорош для улучшения памяти и авокадо. Достаточно половины в день.


Аромат острого перца стимулирует выделение «гормона счастья» – эндорфина. И чем острее перец, тем вы счастливее. Ягода менеджера – клубника, содержащийся в ней пектин снимает стресс. Секрет популярности бананов, возможно, в серотонине – это как раз то, чего не хватает мозгу для полного счастья. Ну и, конечно, витамины и кальций.


От нервозности вас избавит капуста: ешьте ее перед экзаменами и будьте спокойны. Ничто так не освежит вас и ваши знания, как лимон. Перед занятиями иностранным языком выпейте стакан лимонного сока. Черника – идеальный перекус между долгими и нудными занятиями. Она улучшает кровоснабжение мозга. Лучше всего – свежие ягоды, но их можно заменить и соком (не осветленным).


От перенапряжения и психической усталости лучшее средство – лук. Не меньше половины луковицы в день – и никакой усталости! Орехи – старое, испытанное средство в тех случаях, когда требуется выносливость (доклады, конференции, концерты, долгое время за рулем).


Имбирь очистит голову для новых идей.

Кровь разжижается, течет быстрее и свободнее. Не заменим для журналистов, людей

творческих профессий. Чайная ложка свежего имбиря перед ответственным мероприятием – милое дело. Тмин – отец гениальных идей и молниеносных озарений. Его масла стимулируют всю нервную систему, что способствует творческому мышлению.


Если вы ждете от себя новых идей, выпейте чашечку тминного чая. Рецепт: 2 чайных должки молотых зерен тмина на чашку.


Для питания клеток мозга просто незаменима морская рыба. На смену знаменитому рыбьему жиру пришли менее противные на вкус капсулы. Их можно купить в аптеке, а глотать рекомендуется в стрессовых ситуациях или перед экзаменами.


Но сахара для повышения трудоспособности не ешьте: это не поможет. Для нормального функционирования нашему мозгу нужно очень много глюкозы. Чистый сахар быстро попадает в кровь и проясняет голову. Но в ответ на это организм выбрасывает инсулин – так называемый «пожиратель сахара», после чего «чудесная сила» сахара резко ослабевает, и через десять минут вы уже снова чувствуете себя усталым и разбитым. Намного лучше вместо чистого сахара есть продукты в которых он находится в сложных соединениях: хлеб грубого помола, орехи, рис, мюсли или сухофрукты. Они дольше расщепляются – вы вновь почувствуете себя бодрым.


По материалам прессы


Слова химии. Генетическая связь

КЛАСС НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ


Нетрадиционно представлена эта глава, т.к. десятилетия педагогической практики показывают, что химическая грамотность абитуриентов и студентов падает.


1.КЛАСИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ


Все химические соединения подразделяются на классы. Существуют также определенные правила их наименования.

Вещества подразделяются на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Сложные вещества состоят из двух или нескольких атомов разных элементов.

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы отличаются характерным металлическим блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы и проволоку, обладают очень хорошей тепло– и электропроводностью. При обычной температуре все металлы, кроме ртути, являются твердыми веществами (Na, Mg, Al, Mn, Ti). В химических реакциях металлы в нулевой степени окисления проявляют только восстановительные свойства.

Неметаллы не обладают металлическим блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. При обычных условиях они являются или твердыми веществами (S, P, C), или газообразными (F2 Cl2, O2, H2), Br2 – жидкость. В химических реакциях неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (исключение составляет F2, фтор является только окислителем в реакциях с другими веществами).

Сложные вещества делятся на классы:

во-первых, по составу (бинарные, т.е. двухэлементные; многоэлементные; кислородосодержащие; азотосодержащие и т.д.);

во-вторых, по свойствам или функциям ( по кислотно-основным, окислительно-восстановительным).

К важнейшим бинарным соединениям относятся:

оксиды – соединения элемента с кислородом;

галогениды – соединения элемента с галогеном;

нитриды – соединения элемента с азотом;

карбиды – соединения элемента с углеродом;

сульфиды – соединения элемента с серой;

гидриды – соединения металла с водородом (соединения неметаллов с водородом не рассматривают как гидриды, их относят к классу бескислородных кислот).


в результате реакций обмена


Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2?

К классу гидроксидов относятся соединения, содержащие одну или несколько гидроксильных групп – ОН.


Гидроксиды в свою очередь делятся на основания, кислоты (кислородосодержащие, бескислородные) и амфотерные основания. Принадлежность гидроксида к основаниям или кислотам определяется прочностью связи между элементом и кислородом и кислородом и водородом.

Если в гидроксидах связь О – Н более полярная, чем связь О – Э, то при попадании в полярный растворитель эта связь будет еще больше поляризоваться и перейдет в ионную. При диссоциации образуется катион водорода и анион так называемого кислотного остатка. Такой гидроксид относят к классу кислот:


HNO3 = H+ + NO3-      ,

Н+ протон, ион водорода, катион (положительно заряженный ион).

NO3- – нитрат ион, анион, кислотный остаток азотной кислоты.


Если же оказывается более полярной связь между элементом и кислородом, то в полярном растворителе при поляризации связи электронная плотность смещается в сторону кислорода и образуется гидроксильный анион (гидроксид ион) и катион элемента:

Согласно теории электролитической диссоциации к основаниям относятся электролиты, при распаде которых на ионы в качестве анионов образуются только гидроксид ионы.


KOH K+ + OH-


С этой точки зрения, к основаниям относят гидроксиды металлов и гидроксид аммония (NH4OH). Название таких оснований состоит из слова гидроксид и русского названия металла в родительном падеже (на пример гидроксид натрия NaOH). Если металл образует несколько оснований, то после названия указывается степень окисления металла в скобках римскими цифрами (на пример Fe(OH)2, Fe(OH)3: гидроксид железа II и III соответственно. Кроме того существует и традиционные названия, так гидроксид натрия NaOH называют едкий натр, каустическая сода; KOH называют едкий кали, Ca(OH)2 – гашеная известь.

Основания бывают растворимые в воде, малорастворимые и практически нерастворимые. Растворимые в воде основания называют щелочами.

По числу гидроксогрупп определяют кислотность основания. Так NaOH, KOH однокислотные основания; Ca(OH)2, Fe(OH)2 – двухкислотные; Fe(OH)3, Al(OH)3 – трехкислотные.

Основания двух– и более кислотные диссоциируют ступенчато:


1 ступень Ca(OH)2 CaOH1+ + OH1-

2 ступень CaOH1+ Ca2+ + OH1-


Получение оснований

Растворимые основания можно получить при взаимодействии щелочного (IА подгруппа) или щелочно-земельного (IIА подгруппа) металла с водой или оксида металла с водой:


2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Na2O + H2O = 2NaOH

Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2


2) Малорастворимые основания получаются при взаимодействии соли соответствующего катиона с растворимым основанием:


FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4


Свойства оснований

Неорганические основания являются твердыми веществами, за исключением гидроксида аммония. Растворы оснований мыльные на ощупь, изменяют окраску индикатора фенолфталеина в малиновый цвет, а лакмуса – в синий.

Гидроксиды калия и натрия устойчивы к нагреванию. Большинство оснований разлагаются при нагревании на воду и соответствующий оксид

2.ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ, СОЛИ.

2.1Основания

По теории электролитической диссоциации к основаниям относятся электролиты, при электролитической диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и гидроксидами. В результате этого взаимодействия образуются соли:


SO3 + CaO = CaSO4

SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O


К амфотерным относят оксиды, которые могут проявлять свойства как основных оксидов, так и кислотных. То есть амфотерный оксид может взаимодействовать как с кислотой, так и с основанием. Амфотерные оксиды образуются некоторыми металлами в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO, PbO) и почти всеми металлами в степени окисления +3 (Al2O3, Cr2O3).


ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

цинкат натрия


Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды.

Если металл может иметь несколько степеней окисления, то с повышением степени окисления основные свойства его оксидов будут убывать, а кислотные усиливаться. Так MnO основной оксид, MnO2 амфотерный, а Mn2O7 кислотный.

Оксиды могут быть получены разными способами:

окисление простых веществ


4P + 5O2 = 2P2O5

2Mg + O2 = 2MgO

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

конц.

C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O

конц.


окисление сложных веществ


CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O


разложение сложных веществ


CaCO3 = CaO + CO2

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2


Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O


Все общие химические свойства оснований обусловлены наличием в них гидроксогрупп ОН-:

основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):


KOH + HCl = KCl + H2O

K+ + OH- + H+ + Cl- = K+ + Cl- + H2O

OH- + H- = H2O


основания реагируют с кислотными оксидами с образоваием соли и воды:


2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

2Na + 2OH– + CO2 = 2Na+ + CO32- + H2O

2OH- + CO2 = CO32- + H2O


растворимые основания реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами:


2NaOH + Al2O3 + 7H2O =Na[Al(OH)4(H2O)]

NaOH + Al(OH)3 + 2H2O = Na[Al(OH)4(H2O)2]


растворимые основания реагирует с растворимыми солями с образованием нерастворимых оснований.


2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + K2SO4

2K+ + 2OH- + Cu2+ + SO42- = Cu(OH)2 + 2K+ + SO42-

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2


или


KOH + NH4Cl = KCl + NH4OH

K+ + OH- + NH4+ + Cl- = K+ + Cl- + NH4OH

OH+ NH4+ = NH4OH.

кислоты взаимодействуют с солями, если в результате реакции образуется или слабый электролит, или малорастворимое твердое, или газообразное вещество:


а) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3 H2O

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2Na+ + 2Cl + H2CO3

CO32- + 2H+ = H2CO3 CO2


б) AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3

Ag+ + NO3- + H+ + Cl- = AgCl + H+ + NO3-

Ag+ + Cl- = AgCl


Кроме того, существуют неорганические кислоты – сильные окислители: HNO3, H2SO4 (концентрированная). Эти кислоты обладают особыми свойствами, которые определяются не катионами водорода, а высокой степенью окисления атомов элемента, образующего кислоту. Эти кислоты могут реагировать и с металлами, стоящими в ряду активности после водорода (кроме золота и платины) и с неметаллами. Подробно свойства этих кислот рассматриваются во II части учебника.

H2S – сероводородная кислота.

Название кислородсодержащей кислоты зависит от степени окисления элемента, образующего кислоту. Если элемент образует кислоту в своей максимальной степени окисления, то к названию элемента добавляют окончание -ная или –вая и слово кислота:

H2SiO3 – кремниевая кислота,

H2SO4 – серная кислота.

Если элемент образует две кислоты, находясь в 2-х степенях окисления, то для кислоты с максимальной степенью окисления элемента в названии будет окончание –вая или –ная; а для минимальной степени окисления окончание –истая:

HNO3 – азотная кислота, HNO2 – азотистая кислота;

H2SO4 – серная кислота, H2SO3 – сернистая кислота.

Если же элемент образует более, чем две кислоты, находясь в разных степенях окисления, то по мере понижения степени окисления элемента, образующего кислоту суфиксы и окончания будут меняться в следующем порядке:

–вая, -ная

–новатая

–истая

–новатистая.

HClO4 – хлорная кислота,

HClO3 – хлорноватая кислота,

HClO2 – хлористая кислота,

HClO – хлорноватистая кислота.


Некоторые элементы, находясь в одной и той же степени окисления, могут образовывать кислоты, различающиеся на группу (H2O). В таком случае кислота с меньшим числом атомов кислорода и водорода называется мета-, а с большим орто– кислотой:

H3PO4 – ортофосфорная кислота,

HPO3 – метафосфорная кислота,

Кроме этого, используют и традиционные названия:

HCl – соляная кислота, HF – плавиковая кислота.

По числу катионов водорода определяют основность кислоты: HNO3 – одноосновная кислота, H2SO4 – двухосновная кислота, H3PO4 – трехосновная кислота. Двух– и более основные кислоты диссоциируют в водных растворах ступенчато.

Сила кислоты определяется как способность кислоты к электролитической диссоциации.

В периодической системе в периоде слева направо кислотные свойства гидроксидов элементов усиливаются.

      Если один и тот же элемент образует несколько кислот, то с уменьшением степени окисления элемента уменьшается сила кислоты, то есть способность отдавать протон. Все это объясняется электронным строением молекулы и взаимным влиянием атомов в молекуле. Чем больше полярность связи Н – О, тем легче происходит электролитическая диссоциация по типу кислоты. А эта связь тем полярнее, чем меньше разница электроотрицательностей кислорода и элемента, образующего кислоту. В случае, когда один и тот же элемент образует кислоты, находясь в разных степенях окисления, сильнее будет кислота, образованная элементом в большей степени окисления.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + 2H+ + 2Cl- = Zn2+ + 2Cl- + H2

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2


В качестве примера взаимодействия металлов с растворами кислот не следует брать такие активные металлы, как калий или натрий, так как эти металлы очень активны и будут реагировать с молекулами воды:


2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH- + H2

и далее OH+ H+ = H2O


кислоты взаимодействуют с основными оксидами:


2HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2H+ + Cl- + CaO = Ca2+ + 2Cl- + H2O

2H+ + CaO = Ca2+ + H2O


кислоты взаимодействуют с основаниями:


2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O

2H+ + 2Cl- + Ca2+ + 2OH- = Ca2+ + 2Cl- + 2H2O

H+ + OH- = H2O


кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами:


6HCl + Al2O3 = 2AlCl3 + 3H2O

6H+ + 6Cl- + Al2O3 = 2Al3+ + 6Cl- + 3H2O

6H+ + Al2O3 = 2Al3+ + 3H2O


кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами:


3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O

3H+ + 3Cl- + Al(OH)3 = Al3+ +3Cl- + 3H2O

3H+ + Al(OH)3 = Al3+ + 3H2O

Свойства солей

Свойства солей уже определены в указанных выше реакциях 7-11.

Кроме этого, следует помнить о таком важном свойстве, как способность солей гидролизоваться. Именно благодаря этому свойству, растворы многих солей имеют кислую или щелочную среду. На первых ступенях гидролиза образуются кислые или основные соли.


Задачи и решения к теме «Классификация неорганических соединений»


1.Какие окисидиы могут взаимодействовать с водой:

а) Al2O3, б) N2O5, в) CO, г) CO2, д) Na2O ?


2.С какими веществами может взаимодействовать гидроксид Na:

а) BaO, б) Ca(OH)2, в) SiO2, г) P2O5, д) H2SiO3 ?


3.Какие из перечисленных соединений можно использовать, чтобы осуществить переход KHCO3 K2CO3 :

а) NaOH, б) HNO3, в) H2O, г) CaO, д) Ca(OH)2 ?


4.Какие вещества и в какой последовательности могут быть использованы для осуществления превращений Cu CuO Cu(NO3)2 Cu(OH)2 :

а) HNO3, б) O2, в) KOH, г) KNO3, д) H2O ?


5.Напишите структурную формулу дигидрофосфата калия.


6.Напишите структурную формулу сульфита гидроксоцинка.


Решение

1.С водой взаимодействуют N2O5, CO и Na2O.

Ответ: 2, 4, 5.


2.NaOH может взаимодействовать со следующими веществами:

SiO2, P2O5 и H2SiO3.

Ответ: 3, 4, 5


Выбрать из приведенных кислот ортоугольную

H4C2O2

H2CO2

H2CO3

H4CO4

H2C2O4

Выбрать из преведенных соединений нитрит калия

K3N

KNO2

KN3

KNO3

K3NO4


Как назвать соединение (CuOH)2SO4

Кислая сернокислая медь

Сернокислая медь

Сернистокислая медь

Гидросульфат меди

Сульфат гидроксомеди


Часть I. Общая химия


Девиз: «ХИМИЯ И ЖИЗНЬ»


ЛЕКЦИЯ 1.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ


План лекции:

Введение (предмет химии, краткая история).

Роль химии.

Вещество – объект изучения.

Основные понятия.

Основные законы.


Химия – одна из фундаментальных естественных наук, знание которой необходимо для плодотворной творческой современного инженера любой специальности. Качество х-мических знаний приобретает особо важное значение в связи с необходимостью уменьшения энергозатрат, использования новых материалов и повышения надежности современной техники. Понимание химических законов помогает инженеру в решении экологических проблем. Изучение химии является частью задачи по формированию мировоззрения инженера и Человека.


Основной закон природы – закон вечности материи и ее движения. Химия изучает материальный мир и химическую форму движения материи.

Что же есть материя?


«Материя – есть философская категория для обозначения объективной реальности, которая дана человеку в ощущениях, которая копируется, фотографируется, отображается нашими ощущениями, существуя независимо от них». (В. И. Ленин).


Материя первична, а сознание вторично. Движение – основная форма существования материи. Условно различают следующие формы движения материи:

– механическая

– физическая

– химическая

– биологическая

– социальная Пример взаимодействия всех форм:


Один человек толкает другого, а у того из-под ноги срывается и падает вниз камень, состоящий из атомов Ca, C, O которые находятся в минерале кальците (CaCO3).


Более высокую по своей организации форму нельзя свести к более низкой, например физическую к химической.


Известны две формы существования материи: вещество и поле. Вещество – материальное образование, состоящее из материальных частиц, имеющих собственную массу. Поле – материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие частиц.


Химия изучает первую форму существования материи – вещество. Химия – наука о превращении веществ. Изучает состав


строение веществ, зависимость свойств веществ от их состава


строения и пути превращения одних веществ в другие. Явления, при которых из одних веществ образуются другие,

называются химическими.


В развитии химии можно условно выделить следующие периоды:

I. Донаучная химия

Практическая и ремесленная химия


Алхимия. Открыто много новых веществ (в поисках «философского» камня) и методов очистки.

II. XVI век

Иатрохимия (врачебная химия) Парацельс, Агрикола


Теория «Флогистона» 1700 г. (Шталь) – особого вещества, удаляющегося при горении из соединений.


Аналитическая и пневматическая химия. Р.Бойль (XYII в.). – Химическая атомистика – (Бойль, Блэк, Пристли, Лавуазье).


III. Химическая революция 1748 г. – начало химии как науки.


Атомно-молекулярное учение М.В. Ломоносова.


Периодический закон и периодическая система элементов (1896 г.) Д.И. Менделеев.

Появление органической физической химии.

Развитие химии обусловлено тремя факторами:


а) социально-экономические условия развития общества; б) внутренние потребности самой науки; в) ученые – творцы науки, как сила, приводящая в движе

ние социальные законы развития общества.

Первыми металлами, на которые человек обратил внимание, были самородные медь и золото. Красноватую медь и желтоватое золото, отливающие красивым металлическим блеском, нельзя было не заметить среди тусклой серовато-коричневой породы.


Ударяя по кусочку металла, можно придать ему нужную форму. Это свойство металлов (ковкость) было обнаружено, безусловно, совершенно случайно. Человек начала изготавливать из металлических самородков различные украшения, стараясь подчеркнуть красоту металла.


Со временем выяснилось, что медь можно получить из камней определенного вида и что найти такие камни значительно проще, чем чистую самородную медь.


Можно представить, как это произошло. Загорелся лес, рос-ший на почве, в которой содержались какие-то голубоватые камню. Пришедшие на пепелище люди нашли в золе сверкающие шарики меди, и кто-то первый догадался, что, нагревая эти голубоватые камни на костре, можно получить медь.



скачать книгу бесплатно

страницы: 1 2 3 4