- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
3. Кислоты.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса кислотами называют вещества, которые в водных растворах диссоциируют (распадаются на
на ионы), образуя ионы водорода Н+. Например, из уравнений диссоциации серной кислоты Н2SO4=2H++SO42- и соляной кислоты HCl=H++Cl- видно, что в обоих случаях образуются ионы водорода; сопутствующий отрицательно заряженный ион (анион) кислоты принято называть кислотным остатком.
По химическому составу кислоты подразделяются на бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты). Название бескислородной кислоты образуется из русского названия кислотного остатка с окончанием “o”, затем следует слово “водород” c cуффиксом “н(ая)” и, наконец, слово “кислота”.
Например, HCl – хлороводородная кислота 4), HCN – циановодородная кислота. Название оксокислоты начинается с прилагательного, образованного из корня русского названия кислотообразующего элемента и суффикса, зависящего от степени окисления элемента5): для высшей степени окисления кислотообразующего элемента используется
суффиксы “н(ая)”, “ов(ая)”, “ев(ая)”; по мере понижения степени окисления
суффиксы меняются в последовательности “оват(ая)”, затем “ист(ая)”6) и, наконец, “оватист(ая)”.
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
3) Если реакция протекает в водном растворе, образуется не средняя соль NaAlO2, а комплексное соединение - тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4] – согласно уравнению: Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4].
4) Для некоторых веществ принято использовать традиционные названия. Так,
HCl – хлороводородная кислота называется обычно соляной кислотой.
Пример. Названия кислот.
H2SO45) – серная кислота; H2SO36) – сернистая кислота;
H3AsO45) – мышьяковая кислота; H3AsO36) – мышьяковистая кислота;
H4GeO45) – германиевая кислота;
HClO45) – хлорная кислота; HClO3 – хлорноватая кислота;
HClO2 – хлористая кислота; HClO – хлорноватистая кислота.
В том случае, когда две кислоты одного и того же элемента с одной и той же степенью окисления различаются количеством атомов кислорода, к названию кислоты с большим числом атомов кислорода добавляется префикс “орто”, а к названию кислоты с меньшим числом атомов кислорода – префикс “мета”. Например, Н3ВО3 – ортоборная кислота, а НВО2 – метаборная кислота.
По способности к диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые. Сильные кислоты, как и все сильные электролиты, диссоциируют на ионы полностью, слабые – частично. Из числа бескислородных кислот к сильным относятся только три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты – слабые. Среди оксокислот к сильным относятся кислоты, в которых степень окисления кислотообразующего элемента равна +6 и выше (исключение - азотная кислота HNO3). Например, серная кислота H2SO4, где степень окисления кислотообразующего элемента – серы равна +6, является сильной, а сернистая кислота H2SO3 с тем же кислото - образующим элементом, но имеющим степень окисления, равную +4 является слабой.
Из довольно многочисленного класса кислот наибольшую важность имеют кислоты неметаллических кислотообразующих элементов, такие как HNO3, H2SO4, H3PO4, HCl. Простейшим способом получения этих кислот является непосредственное соединение соответствующего оксида с водой: N2O5+H20=2HNO3;
SO3+H2O=H2SO4; P2O5+3H2O=2H3PO4. Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.
Общим для всех кислот химическим свойством является способность к взаимодействию с носителями основных свойств – с основными оксидами и с основаниями.
Пример. Химические свойства кислот.
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H207);
2HCl+CaO=CaCl2+H20.
Вышеприведенные реакции представляют собой реакции обмена, в которых ионы Н+ кислот замещаются катионами металлов. Количество ионов водорода, способных замещаться в кислоте на другие катионы, определяет её основность. Так, HCl – одноосновная кислота, H2SO4 – двухосновная, H4GeO4 – четырёхосновная.
Для большинства кислот типичными также являются реакции вытеснения из них водорода металлами 8). Например, 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2.
Практически все металлы (за исключением благородных) реагируют с окисляющими кислотами – азотной и концентрированной серной. При этом вытеснения водорода не происходит, а образуется продукт восстановления кислотного остатка кислоты.
Пример. Взаимодействие окисляющих кислот с металлами.
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O;
3Zn+4H2SO4(конц.)=3ZnSO4+S+4H2O.
__________________________________________________________________________
5) Максимальная степень окисления элемента для большинства элементов численно равна номеру группы в периодической системе.
6) Если элемент образует только две кислоты, в названии кислоты с низшей степенью окисления кислотообразующего элемента всегда используется суффикс “ист(ая)”.
7) Реакции кислот с основаниями называются реакциями нейтрализации.
8) Вытеснять водород из кислот способны только металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода.