Методичка по химии 1 курс. Методичка по химии. Методические указания по курсу Общая химия. Основные классы неорганических соединений
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«Ростовский государственный строительный университет»
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
по курсу «Общая химия»
Ростов - на – Дону
2. Строение атома. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . 11
3. Химическая кинетика и равновесие. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19
4. Растворы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . 23
5. Электролитическая диссоциация. . . . . . . . . . . . . . . . . . ... . . . . . . . . . . . 26
6. Гидролиз солей. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .29
7. Окислительно-восстановительные реакции. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .34
8. Электродные потенциалы. Гальванические элементы. . . . . . . . . . . . . .40
9. Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии. . . . .. . . . . . . . . . . . 46
10. Вяжущие вещества. Коррозия бетонов. . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . .52
Основные классы неорганических соединений
Роль химии в научно-техническом прогрессе велика. Множество простых и сложных веществ применяют в разных областях строительной, производственной и сельскохозяйственной сфер. Среди них достаточное количество неорганических соединений. К важнейшим классам неорганических соединений относят оксиды, основания, кислоты, соли.Оксиды
Состав оксидов
Название оксида складывается из слова “оксид” и названия элемента. Если элемент проявляет переменную валентность, то рядом с названием оксида ставится валентность в скобках:
Na 2 O – оксид натрия;
CaO – оксид кальция;
SO 2 – оксид серы (IV);
SO 3 – оксид серы (VI);
Mn 2 O 7 – оксид марганца (VII).
Получение оксидов
a) окислением элементов кислородом
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 ;
S + O 2 = SO 2 ;
б) при разложении сложных веществ
Ca(OH) 2 → CaO + H 2 O;
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O.
Классификация оксидов
Продукты взаимодействия оксидов с водой называются гидроксидами, которые могут быть основаниями (NaOH, Cu(OH) 2), кислотами (H 2 SO 4 , H 3 PO 4), амфотерными гидроксидами (Zn(OH) 2 = H 2 ZnO 2).
Солеобразующие оксиды делятся на основные , кислотные и амфотерные .
Основными называют оксиды, которым соответствует основание: CaO → Ca(OH) 2 , кислотными – которым соответствует кислота: CO 2 → H 2 CO 3 . Амфотерным оксидам соответствуют как кислоты, так и основания:
Zn(OH) 2 ← ZnO → H 2 ZnO 2 .
Основные оксиды образуют металлы, кислотные – неметаллы и некоторые металлы побочных подгрупп, амфотерные – амфотерные металлы.
Химические свойства оксидов
Основные оксиды реагируют:
с водой с образованием оснований:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 ;
с соединениями кислотного характера (кислотными оксидами, кислотами) с образованием солей и воды:
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;
3) с соединениями амфотерного характера:
Li 2 O + Al 2 O 3 = 2Li AlO 2 ;
3NaOH + Al(OН) 3 = Na 3 AlO 3 + 3Н 2 О;
Кислотные оксиды реагируют:
1) с водой с образованием кислот:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ;
2) с соединениями основного характера (основными оксидами и основаниями) с образованием солей и воды:
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3 ;
CO 2 + 2NaОH = Na 2 CO 3 + H 2 O;
с соединениями амфотерного характера
СО 2 + Zn(OH) 2 = ZnСО 3 + H 2 O;
NaCl + H 2 O → 2NaОH + H 2 + Cl 2 ;
Нерастворимых:
соль + щелочь
Кислоты
3.1. Классификация кислот
Классификация:
а) по основности
Основность кислоты – это число атомов водорода, которые в молекуле кислоты могут замещаться атомами металла.
По основности кислоты делятся на:
Одноосновные, молекулы которых содержат один атом водорода: НСl, HNO 3 , HCN и др.;
Двухосновные, молекулы которых содержат два атома водорода: Н 2 S, H 2 SO 4 , H 2 CO 3 и др.;
Трехосновные, молекулы которых содержат три атома водорода: H 3 PO 4 , H 3 PO 3 , H 3 AsO 4 и др.
Кислоты, молекулы которых содержат два и более атома водорода называются многоосновными.
Бескислородные, молекулы которых не содержат атомов кислорода: HCl, HBr , HCN , H 2 S и др.;
в) по силе .
Сильные кислоты диссоциируют в водных растворах практически полностью. К сильным кислотам относятся: H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , HCl , HBr , HJ, к слабым – большинство органических кислот, а также Н 3 РО 4 , Н 2 СО 3 , H 2 SO 3 , H 2 S , HCN и др.
3.2. Номенклатура
Название бескислородных кислот складывается из названия элемента с добавлением – водородная.
Формулы и названия бескислородных кислот и их солей:
Название кислородсодержащих кислот включает в себя название элемента в кислотном остатке с учетом его степени окисления (высшая степень окисления – окончание - ная
, низкая степень окисления – окончание - истая
).
Формулы и названия кислородсодержащих кислот и их солей
| Н 2 СО 3 | – угольная кислота | – карбонаты; |
| Н 2 SiO 3 | – кремниевая кислота | – силикаты; |
| HNO 3 | – азотная кислота | – нитраты; |
| HNO 2 | – азотистая кислота | – нитриты; |
| H 3 PO 4 | – фосфорная кислота | – фосфаты; |
| H 3 PO 3 | – фосфористая кислота | – фосфиты; |
| H 2 SO 4 | – серная кислота | – сульфаты; |
| H 2 SO 3 | – сернистая кислота | – сульфиты; |
| H 2 CrO 4 | – хромовая кислота | – хроматы; |
| H 2 Cr 2 O 7 | – дихромовая кислота | – дихроматы; |
| HClO | – хлорноватистая кислота | – гипохлориты; |
| HClO 2 | – хлористая кислота | – хлориты; |
| HClO 3 | – хлорноватая кислота | – хлораты; |
| HClO 4 | – хлорная кислота | – перхлораты; |
| H 2 MnO 4 | – марганцовистая кислота | – манганаты; |
| HMnO 4 | – марганцовая кислота | – перманганаты; |
| СН 3 СООН | – уксусная кислота | – ацетаты. |
3.3. Химические свойства кислот
Кислоты одинаково изменяют цвет индикаторов: лакмус – красный,
фенолфталеин – бесцветный, метилоранж – красный
Кислоты взаимодействуют.
НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ГБОУ ВПО МИНЗДРАВСОЦРАЗВИТИЯ РОССИИ
Кафедра медицинской химии
Потеряева О.Н., Гимаутдинова О.И., Сычева И.М., Тюрина Е.Э.,
Методическое пособие по курсу общей химии для студентов 1 курса всех факультетов
Новосибирск - 2012
Потеряева О.Н., Гимаутдинова О.И., Сычева И.М., Тюрина Е.Э. Учебно-методическое пособие по курсу общей химии для студентов 1 курса всех факультетов.
Новосибирск, 2012.- 87 с.
В настоящем учебно-методическом пособии рассмотрены основные разделы общей
и коллоидной химии. Весь представленный в пособии материал имеет выраженную профессиональную направленность. Рассматривается термодинамика обмена веществ в организме человека, использование осмотически активных веществ и их растворов в медицине, подробно изложена роль буферных систем в организме человека.
Материал изложен на высоком профессиональном уровне и в то же время доступно для студентов младших курсов. Пособие содержит все необходимые формулы, используемые при решении задач по общей химии, примеры задач и тестов по всем разделам. В пособии представлены тематические лабораторные работы, дающие элементарные навыки в химической лабораторной практике. Примерный вариант итоговой контрольной работы и приложение, содержащее необходимые химические данные в девяти таблицах, завершают учебно-методическое пособие.
Рецензент д.м.н., профессор, заведующий
кафедрой фармакологии Грек О.Р.
Утверждено на заседании кафедры медицинской химии протокол № от июня 2012 г.
@ Потеряева О.Н, Гимаутдинова О.И., Сычева И.М., Тюрина Е.Э.
@ Новосибирский Государственный медицинский университет
1. Введение в курс общей химии. Способы выражения концентрации растворов. Закон эквивалентов. Титриметричесий анализ, метод нейтрализации.………………………3
2. Термодинамика ………………………………………………………………………......11
3. Химическая кинетика……………………………………………………………………18
4. Строение и роль воды, шкала рН. Растворы неэлектролитов, диссоциация сильных и слабых электролитов. Гидролиз солей …...…………………………………………….30
5. Коллигативные свойства растворов. Осмос. Неорганические буферные системы….45
6. Буферные системы организма……………………………………………………….......57
7. Дисперсные системы. Строение мицелл. Дисперсные системы в тканях организма..67
8. Контрольная работа………………………………………………………………………80
9. Приложение………………………………………………………………………………82
Занятие № 1 Тема: Введение в курс общей химии. Способы выражения
концентрации растворов. Закон эквивалентов. Титриметрический анализ (метод нейтрализации).
Цель: 1) Ознакомиться с правилами работы в химической лаборатории. 2) Приобрести навыки проведения титриметрического анализа и научиться производить расчеты по результатам титрования.
По окончании изучения темы студенты должны Знать: правила техники безопасности, основные законы химии,
способы выражения концентраций растворов; закон эквивалентов, следствия из него; основные понятия титриметрического анализа.
Уметь: готовить растворы с заданной концентрацией, делать пересчет концентраций (См в С% , С% в Сэ ); определять концентрацию анализируемого раствора методом нейтрализации и вычислять массу анализируемого вещества.
План практического занятия:
1. Входной контроль
2. Правила техники безопасности
3. Растворы: определение, классификация, концентрация
4. Закон эквивалентов. Основные понятия титриметрического анализа
5. Лабораторная работа № 1
6. Решение задач
7. Домашнее задание: подготовиться к экспресс-контролю по концентрациям и закону эквивалентов, решить задачи. Подготовиться по теме «Термодинамика».
Обязательно каждый студент расписывается в журнале инструктажа по ТБ. За свои действия Вы отвечаете самостоятельно, поэтому
лабораторные работы выполняйте с соблюдением правил ТБ!
Теоретическая часть
Началом современной химии можно считать середину 18 века, когда Ломоносов М.В. сформулировал закон сохранения веса (массы): «вес всех веществ, вступающих в реакцию, равен весу всех продуктов реакции ». Далее Лавуазье А.Л. заложил основы современной химической систематики (понятие химического элемента и сложного соединения). На основании этих представлений был выведен второй основной закон химии – закон постоянства состава, утверждающий, что «каждое химическое соединение имеет определенный и постоянный состав» . Собрав обширный экспериментальный материал, Дальтон Дж. сделал вывод о прерывном строении вещества и ввел в химию представление об «атомах как мельчайших частицах, из которых образованы все вещества» . Благодаря закону Авогадро А.: «в равных объемах всех газов содержится равное число молекул », было принято представление о молекуле как мельчайшей электронейтральной частице вещества, участвующей в его химических реакциях.
Основные химические понятия
1. Количество вещества Моль - это количество вещества, которое содержит столько
определенных условных частиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода 12 С (число Авогадро 6,02*1023 ). Обозначение: n или ν.
Молярная масса М(Х) - это масса одного моля вещества Х. Молярную массу находят как отношение массы m вещества к его количеству в молях:
М(X) = [г/моль]
Единица молярной массы - г/моль, например, М(Na) = 23 г/моль, М(Cl2 ) = 71 г/моль, M(H2 SO4 ) = 98 г/моль.
2. Растворы Растворы представляют ту среду, в которой протекают все жизненно
важные процессы. Плазма крови, лимфа, желудочный сок, слюна, внутриклеточная жидкость (цитоплазма) – это растворы с определенной концентрацией растворенных веществ. Компонент, присутствующий в растворе в большем количестве, называется растворителем, остальные компоненты – растворенные вещества. Растворы бывают твердыми (сплавы металлов), жидкими (кровь, слюна) и газообразными (воздух). Растворы бывают истинными (однофазные) и коллоидными, имеющими гетерогенные фазы: гель, золь, эмульсия, аэрозоль. В истинных растворах размер частиц в среднем 0,1 нм, т.е. порядка размера молекул, а в коллоидных 1-1000 нм.
Классификация растворов :
По концентрации: ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные
По наличию диссоциации: электролиты, неэлектролиты
По размеру частиц: гомогенные (истинные), гетерогенные (коллоидные)
В зависимости от природы растворителя: водные, неводные
В зависимости от концентрации ионов Н+ и ОН- : кислые, нейтральные, основные.
Концентрацию растворенного вещества можно выразить несколькими способами.
Способы выражения концентрации растворов
Молярная концентрация раствора С М – величина, показывающая сколько молей вещества находится в 1 литре раствора. Единица измерения - моль/л См = = [моль/л]
n – количество вещества в молях
М – молярная масса растворенного вещества (г/моль) V – объем раствора (л)
Если объем раствора дан в миллилитрах (мл), то См = [моль/л]
Например, См = 0,5 моль/л означает, что в 1 литре раствора находится 0,5 моль растворенного вещества.
Молярная концентрация эквивалента Сэ - величина, показывающая, сколько молей эквивалента находится в 1 литре раствора. Единица измерения мольэкв/л
Сэ = = [моль-экв/л]
nэ - количество вещества эквивалента (моль-экв): nэ =
Эквивалент – некая реальная или условная частица, которая может присоединять или высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.
m – масса растворенного вещества (г)
Мэ – молярная масса эквивалента (г/моль-экв). Мэ = М·fэ
Фактор эквивалентности f э - величина безразмерная, рассчитывается для разных классов соединений по следующим формулам.
Для кислот: |
(кислоты) = |
|||
Например: |
(H2 SO4 ) = ; |
fэ (НCl) = 1 |
||
Для оснований: |
(основания) = |
|||
Например: fэ (KOH) = 1; fэ = |
||||
Для солей: |
||||
Например, fэ (K2 SO4 ) = |
fэ }
| |||
