3844

10

Для наиболее распространенных оксикислот и их кислотных остатков

Указанные традиционные названия кислотных остатков входят в названия соответствующих солей.

В русском варианте правил ИЮПАК название вещества читается справа налево, т.е. в начале называется его электроотрицательная составляющая (анион) в именительном падеже, а затем электроположительная (катион) в родительном падеже. При этом в случае одноэлементного аниона используют суффикс – ид, а в случае многоэлементного аниона суффикс – ат (если элемент имеет постоянную степень окисления или элемент с переменной

11

степенью окисления находится в высшей степени окисления) или суффикс – ит (если элемент находится в низшей степени окисления).

Традиционные названия кислых солей образуют, добавляя к названию аниона соответствующей средней соли приставку гидро-, например:

KHSO4 – гидросульфат калия, NaH2PO4 – дигидросульфат натрия.

Названия основых солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставку гидроксо-, например:

FeOHNO3 – гидроксонитрат железа (II), (CoOH)2SO4 – гидроксосульфат кобальта (II), BiOCl – оксохлорид висмута (III).

Задания по теме «Номенклатура неорганических соединений» сведены в табл. 1.2.

12

Тема 2. Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева

При выполнении задания по этой теме необходимо дать характеристику одному из элементов периодической таблицы Д.И. Менделеева (в соответствии

сномером задания в Вашем варианте):

-напишите электронную формулу химического элемента;

-укажите принадлежность к s-, р-, d-семейству;

-укажите характерные степени окисления элемента;

-укажите на окислительно-восстановительные свойства элемента в виде простых и сложных веществ;

-напишите формулы оксидов и соответствующих гидроксидов или кислот;

-укажите, образует ли этот элемент гидриды.

Тема 3. Химическая связь

При изучении этой темы следует уяснить современные представления о природе химической связи. Так, механизм образования химической связи удобнее рассмотреть с позиций методы валентных связей. На основе современных представлений о строении атома объяснить свойства химической связи: энергию, длину, насыщаемость, направленность, полярность. Разберитесь в особенностях ионной, металлической и водородной связи.

3.1.По какому механизму образования ковалентной связи построены молекулы J2 и NH3?

3.2.По какому механизму образования ковалентной связи построены молекулы F2, H2O? В какой из молекул связь является полярной? Почему?

3.3.На основании сравнения величин относительной электроотрицательности для р-элементов, проследите, как изменяется полярность связи в молекулах

NH3 и РН3.

3.4.Приведите схему образования молекулы N2 (с учетом перекрывания электронных облаков соединяющихся атомов). Сколько сигма- и пи-связей в молекуле азота?

3.5.Молекулы H2О и СО2 содержат по две полярные связи каждая. Почему молекула Н2О полярная, СО2 – неполярная?

3.6.По какому механизму образования ковалентной связи построен ион аммония NH4+?

3.7.Используя значения относительной электроотрицательности, укажите и объясните направление общей электронной пары для соединений HF и CF.

3.8.Дипольные моменты H2O и H2S равны 1,84 Д и 0,93 Д соответственно. В какой молекуле связь более полярна?

3.9.Сколько сигма- и писвязей в молекулах O2, N2, Br2?

14

3.10.Исходя из метода валентных связей, сделайте вывод о возможных валентностях серы в стационарном и возбужденном состоянии.

3.11.Дипольный момент СО2 равен нулю, а H2O – 1,84 Д. Как построены эти молекулы?

3.12.По какому механизму образования ковалентной связи построен ион

оксония H3O+?

3.13.Приведите примеры молекул, между атомами которых возникает водородная связь. Как влияет водородная связь на свойства веществ?

3.14.Какие атомные орбитали участвуют в образовании химической связи сероводорода H2S? Полярная ли эта молекула?

3.15.Какой тип связи в галогенидах щелочных металлов? Почему?

3.16.Почему молекула Cl2 неполярна, а JCl полярна?

3.17.Объясните, в каких молекулах CO, CO2, HBr, Br2 связь полярная, в каких неполярная?

3.18.По какому механизму образования ковалентной связи построены молекулы N2, HCl, H2O?

3.19.В каких молекулах возникает ионная связь? Приведите примеры.

3.20.Чем отличается металлическая связь от ковалентной?

3.21.Приведите схему образования молекулы O2 (с учетом перекрывания электронных облаков соединяющихся атомов)? Какие связи в молекуле кислорода?

3.22.По какому механизму образования ковалентной связи построены молекулы Br2 и PH3?

3.23.Молекулы H2O и CO2 содержат по две полярные связи каждая. Почему молекула H2O полярна, а CO2 – неполярна?

3.24.Дипольный момент CO2 равен нулю, а H2S – 0,93 Д. Как построены эти молекулы?

3.25.В каких случаях возникает водородная связь? Приведите примеры.

Тема 4. Концентрация растворов

Состав раствора количественно выражают чаще всего через массовую долю, молярную и эквивалентную (нормальную) концентрацию, а также титр.

15

Массовая доля – это отношение массы компонента В к массе раствора. Обычно ее выражают в процентах.

Например, 5 % раствор хлорида натрия означает, что в 100г раствора содержится 5 г NaCl.

Молярная концентрация – это отношение количества растворенного вещества В к объему раствора:

Одномолярный раствор – это раствор, содержащий 1 моль вещества в 1 дм3 раствора. Для обозначения молярной концентрации используют символ М, например, 1М – одномолярный (с = 1 моль/дм3); 0,1 М – децимолярный (с = 0,1 моль/дм3); 0,01 М – сантимолярный (с = 0,01 моль/дм3); 0,001 М – миллимолярный (с = 0,001 моль/дм3).

Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) –

это отношение количества вещества эквивалента к объему раствора:

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть какимлибо другим способом равноценна по химическому действию одному иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Формула эквивалента для вещества В имеет вид 1/z В, где 1/z называют фактором эквивалентности (его еще обозначают fэкв), а z –

16

эквивалентным числом. Например, для H2SO4 фактор эквивалентности равен ½, эквивалентное число равно 2, при условии, что оба иона водорода будут участвовать в химической реакции.

Молярная и нормальная концентрация связаны между собой формулой с(1/z В) = z c (B).

Титр – это отношение массы растворенного вещества (в г) к объему его раствора (в см3).

Пример 1. Определите массовую долю (в%) азотной кислоты в 4,3 М растворе HNO3, плотность которого составляет 1,14 г/см3.

Решение. Из формулы 4.11 находим выражение массовой доли ω

с(В)М(В) . 10

Молярная масса азотной кислоты равна 63,0 г/моль,

17

Пример 2. Определите массу хлорида бария, необходимую для приготовления 2 дм3 децинормального раствора.

Решение. Фактор эквивалентности BaCl2 равен ½, эквивалентная масса равна половине молярной массы:

Из формулы 4.6 находим выражение массы:

m(BaCl2) = c(1/2BaCl2) M(1/zBaCl2)V = 0,1 ∙ 104,1 ∙ 2 = 20,8 г.

4.1.Раствор с массовой долей КОН 15% имеет плотность ρ = 1,14 г/см3. Рассчитаете его молярную концентрацию.

4.2.Определите массу NaCl, которая требуется для приготовления 2 дм3 0,1 М раствора.

4.3.Определите массу BaCl2, которая требуется для приготовления 500 см3: а) 0,2 н. раствора; б) 0,1 М раствора.

4.4.Какова молярная концентрация 0,15 н. раствора H3PO4?

4.5.Какова молярная концентрация раствора с массовой долей H3PO4

14,6% (плотность ρ = 1,08 г/см3)?

4.6.Какова эквивалентная (нормальная) концентрация серной кислоты с массовой долей 8% (плотность ρ = 1,055 г/см3)?

4.7.В 200 см3 раствора находится 0,166 г иодида калия. Рассчитайте молярную концентрацию и титр этого раствора.

4.8.В 200 см3 раствора содержится 1 г NaOH. Вычислите молярную концентрацию и титр этого раствора.

4.9.1,825 г хлороводорода содержится в 500 см3 раствора. Определите молярную концентрацию и титр этого раствора.

4.10.Титр раствора NaCl составляет 0,0058 г/см3. Какова его молярная концентрация?

4.11.Сколько граммов HCl содержится в 1 дм3 0,1 М раствора соляной кислоты?

4.12.Титр раствора H2SO4 составляет 0,0049 г/см3. Какова его нормальная (эквивалентная) концентрация?

18

4.13.Определите массу нитрата натрия, которая требуется для приготовления 2 дм3 децимолярного раствора.

4.14.Определите массовую долю (в%) карбоната калия в его 2 М растворе

(ρ = 1,21 г/см3).

4.15.Рассчитайте титр 0,05 н. раствора H2SO4.

4.16.Титр раствора Ba(OH)2 равен 0,00855 г/см3. Какова нормальная (эквивалентная) концентрация этого раствора?

4.17.Сколько граммов H2SO4 содержится в 2 дм3 0,2 н. раствора серной кислоты?

4.18.Определите массовую долю (в%) КОН в его 2 М растворе (ρ = 1,095 г/см3).

4.19.Сколько граммов AgNO3 необходимо взять для приготовления 2 дм3 0,05 М раствора?

4.20.Титр Ba(OH)2 равен 0,0086 г/см3. Какова его нормальная (эквивалентная) концентрация?

4.21.Определите нормальную (эквивалентную) концентрацию фосфорной кислоты с ρ = 1,060 г/см3.

4.22.Титр раствора AgNO3 равен 0,00169 г/см3. Определить его молярную концентрацию.

4.23.Какую массу сульфита натрия необходимо взять для приготовления 2 дм3

0,1 н. раствора Na2SO3, участвующего в полуреакции

Na2SO3 - 2ē + H2O = Na2SO4 + 2H+?

4.24.Определите массу NaOH, необходимую для приготовления 200 см3 раствора с массовой долей NaOH 30% (плотность раствора ρ = 1,33 г/см3).

4.25.В 40 г воды растворили 3,5 г медного купороса CuSO4 ∙ 5H2O. Рассчитать массовую долю (в%) сульфата меди в полученном растворе.

Тема 5. Определение кислотности растворов электролитов

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворах. К ним относятся: 1) неорганические кислоты – соляная HCl, иодоводородная HJ, бромоводородная HBr, азотная HNO3, серная H2SO4, хлорная HClO4, марганцовая HMnO4; 2) гидроксиды щелочных и щелочно-

земельных металлов – KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2; 3) все соли, в

19

том числе считающиеся практически нерастворимыми в воде, так как они в действительности растворяются, но в очень малой степени. Растворы таких солей сильно разбавлены, в них нет недиссоциированных молекул, а есть только ионы, число которых незначительно.

Слабые электролиты – вещества, которые частично диссоциируют на ионы. К ним относятся: 1) неорганические кислоты – угольная H2CO3, кремневая H2SiO3, сернистая H2SO3, азотистая HNO2, фосфорная H3PO4, хлорноватистая HClO, циановодородная (синильная) HCN, борная H3BO3, сероводородная H2S и др.; 2) малорастворимые в воде гидроксиды металлов, гидроксид аммония и вода; 3) органические кислоты: муравьиная HCOOH, уксусная CH3COOH, щавелевая H2C2O4 и др. ; 4) комплексные ионы, например, [Ag(NH3)2]+.

По кислотно-основным свойствам растворы подразделяются на кислые, нейтральные и щелочные. Это качественная характеристика среды. Для количественной характеристики используют молярную концентрацию ионов водорода. Более удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов Н+, взятый с обратным знаком. Эта величина

Ионное произведение воды Kω – постоянную величину для чистой воды и водных растворов – также можно представить в логарифмической

Если раствор нейтральный , то рН = рОН = 7. В кислом растворе рН < 7, в щелочном растворе рН > 7.

Определение рН среды – важная аналитическая задача. При расчете рН сильных кислот и оснований учитывают их практически полную диссоциацию в воде.