К контрольной работе: Классы неорганических соединений.

К контрольной работе: Классы неорганических соединений.

I. Методические указания.

Общие положения.

По химическому составу все известные вещества можно разделить на 2 большие группы: органические и неорганические. Органическими являются соединения углерода; к неорганическим относятся соединения всех остальных элементов, а также все простые вещества - вещества, образованные атомами одного элемента, например, Fe, C, O₂, O₃.

Неорганические соединения включают 4 основных класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Среди неорганических соединений принято особо выделять также классы амфолитов (в контрольной работе – это амфотерные гидроксиды) икомплексных соединений.

Оксиды.

Оксид-это соединение любого элемента с кислородом, в котором атомы кислорода имеют отрицательную степень окисления, равную по величине двум^{1 )}. Например, Na₂O, CaO, P₂O₅.

Общим способом получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом: С+О₂=СО₂; 4Al+3O₂=2Al₂O₃ и т.п.

Номенклатура оксидов основана на названиях элементов, например, Na₂O-оксид натрия, СаО-оксид кальция. Если оксид образован элементом, способным проявлять переменную степень окисления, в названии оксида обязательно указываетсязначение степени окисления элемента (римской цифрой в круглых скобках ). Например, Р₂О₃-оксид фосфора (III), Р₂О₅-оксид фосфора (V).

В зависимости от химических свойств различают 3 типа оксидов: основные, кислотные и амфотерные.

Отличительным признаком основных оксидов является способность к химическому взаимодействию с носителями кислотных свойств: с кислотами и

Кислоты.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса кислотамина

зывают вещества, которые в водных растворах диссоциируют (распадаются на

на ионы), образуя ионы водорода Н⁺. Например, из уравнений диссоциации серной кислоты Н₂SO₄=2H⁺+SO₄^2- 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 образуетсяиз 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

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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.

⁵⁾ Максимальная степень окисления элемента для большинства элементов численно равна номеру группы в периодической системе.

суффиксы меняются в последовательности “оват(ая)”, затем “ист(ая)”⁶⁾ и, наконец, “оватист(ая)”.

Пример. Названия кислот.

H₂SO₄⁵⁾ – сер ная кислота;

H₂SO₃⁶⁾ – серн истая кислота;

H₃AsO₄⁵⁾ – мышьяк овая кислота;

H₃AsO₃⁶⁾ – мышьяков истая кислота;

H₄GeO₄⁵⁾ – германи евая кислота;

HClO₄⁵⁾ – хлор ная кислота;

HClO₃ – хлорн оватая кислота;

HClO₂ – хлор истая кислота;

HClO – хлорн оватистая 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 относятсятолько три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты – слабые. Среди оксокислот к сильным относятся кислоты, в которых степень окисления кислотообразующегоэлемента равна +6 и выше (исключение - азотная кислота HNO₃). Например, серная кислота H₂SO₄, где степень окисления кислотообразующего элемента – серы – равна +6 – сильная, а сернистая кислота H₂SO₃ с тем же кислото- образующим элементом, но имеющим степень окисления, равную +4 – слабая.

Из довольно многочисленного класса кислот наибольшую важность имеюткислоты неметаллических кислотообразующих элементов, такие как HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, HCl. Простейшим способом получения этих кислот является непосредственноесоединение 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.

__________________________________________________________________________

^{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.

 

 

Практически все металлы (за исключением благородных) реагируют сокисляющими кислотами – азотной и серной концентрированной. 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.

Основания.

По Аррениусу основания – это вещества, при диссоциации которыхобразуются гидроксид-ионы ОН^-. Например, при диссоциации гидроксидов калия и бария образуются ионы: КОН=К⁺+ОН^-; Ва(ОН)₂=Ва²⁺+2ОН^-.

Название основания складывается из слова “гидроксид” и названия катиона. Если катионом является ион металла, способный проявлять переменную степень окисления, в конце названия основания в скобках римской цифрой указывается значение степени окисления металла.

Пример. Названия оснований.

NaOH – гидроксид натрия;

NH₄OH – гидроксид аммония;

Ca(OH)₂ – гидроксид кальция;

Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II);

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Соли.

Соли – это вещества, при первичной диссоциации⁹⁾ которых не образуются ни

ионы Н⁺, ни ионы ОН^-.

⁹) Первичная диссоциация заключается в разложении на ионы нейтрального химического соединения; при вторичной диссоциации происходит дальнейшее разложение сложных частиц, образовавшихся в первичном процессе. Например, AlOH(NO₃)₂=AlOH²⁺+2NO₃^- - процесс первичной диссоциации, а AlOH²⁺=Al³⁺+OH^- - процесс вторичной диссоциации.

 

Пример. Первичная диссоциация солей.

NaCl=Na⁺+Cl^-; Ca(HCO₃)₂=Ca²⁺+2HCO₃^-; AlOH(NO₃)₂=AlOH²⁺+2NO₃^-.

Все хорошо растворимые соли (см. таблицу растворимости) диссоциируют

полностью, все труднорастворимые – слабые электролиты.

По химическому составу соли делятся на средние (нормальные), кислые и основные. Средние соли диссоциируют на катионы и анионы, не способные к вторичной диссоциации. Например, NaCl=Na⁺+Cl^-; (NH₄)₂SO₄=2NH₄⁺+SO₄^2-. При диссоциации кислых солей образуются водородсодержащие анионы, могущие подвергаться вторичной диссоциации. Примером кислой соли является уже рассматривавшаяся соль Са(НСО₃)₂, вторичная диссоциация которой протекает согласно уравнению: НСО₃^-=Н⁺+СО₃^2-. Отличительным признаком основных солейявляется наличие сложных катионов, содержащих гидроксид-ионы, способные отщепляться в процессе вторичной диссоциации. Примером основной соли является уже также рассматривавшаяся соль AlOH(NO₃)₂.

Получение солей можно осуществить несколькими способами. Типичной реакцией солеобразования является реакция нейтрализации.

Средние соли получаются при полной нейтрализации кислоты основанием (или наоборот).

Пример. Получение средней соли.

3Са(ОН)₂+2Н₃РО₄=Са₃(РО₄)₂+6Н₂О.

Кислые соли являются продуктами частичной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.

Пример. Получение кислой соли.

Са(ОН)₂+2Н₃РО₄=Са(Н₂РО₄)₂+6Н₂О или в случае также частичной, но более высокой степени нейтрализации кислоты: Са(ОН)₂+Н₃РО₄=СаНРО₄+2Н₂О.

Кислота Анион

бескислородная …ид

…н(ая), …ов(ая), …ев(ая) …ат

…оват(ая) гипо…ат

…ист(ая) …ит

…оватист(ая) гипо…ит

Если катионом соли является ион металла, способного проявлять переменную степень окисления, в названии катиона римской цифрой в круглых скобках указывается значение степени окисления.

Пример. Названия солей.

КСN – циан ид калия;

CaCO₃ – карбон ат кальция;

Na₂SO₄ – сульф ат натрия;

Na₂SO₃ – сульф ит натрия;

KClO₄ – пер хлор ат калия¹⁰;

KClO₃ – гипо хлор ат калия;

KClO₂ – хлор ит калия;

KClO – гипо хлор ит калия;

Fe(NO₃)₃ – нитр ат железа (III);

Fe(NO₃)₂ – нитр ат железа (II).

В названиях кислых солей к названию аниона добавляют приставку “гидро” и, если нужно, соответствующее числительное (моно-, ди-, три- и т.д.), обозначающее число атомов водорода. Например, СаНРО₄ – моногидрофосфат кальция, Са(Н₂РО₄)₂ – дигидрофосфат кальция.

Названия основных солей образуются аналогично – путём добавления приставки “гидроксо” и соответствующего числительного. Например, FeOH(NO₃)₂ – моногидроксонитрат железа (III), Fe(OH)₂NO₃ – дигидроксонитрат железа (III).

 

Амфолиты.

Амфолиты – это вещества, которые могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований. Типичными амфолитами являются амфотерные

гидроксиды металлов – гидроксиды, образованные металлами с промежуточными значениями степени окисления: +4, +3, иногда +2.¹¹⁾.

Пример. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.

Так как Al(OH)3 – амфотерный, он способен реагировать и с кислотами, и с основаниями:

2Al(OH)₃+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+6H₂O – проявление основных свойств;

Al(OH)₃+KOH=K[Al(OH)₄] ¹²⁾ – проявление кислотных свойств.

Комплексные соединения.

Комплексные соединения – это соединения, при первичной диссоциации которых образуются комплексные ионы. Например, комплексное соединение K₃[Fe(CN)₆] диссоциирует, образуя комплексный ион [Fe(CN)₆]^3- согласно уравнению: K₃[Fe(CN)₆]=3K⁺+[Fe(CN)₆]^3-.

 

¹⁰⁾ Исключение из правил. Соли хлорной HClO₄ и марганцовой HMnO₄ имеют не номенклатурные, а традиционные названия: перхлораты и перманганаты.

^{11) )} Амфотерные гидроксиды со степенью окисления металла, равной +2, следующие: Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Zn(OH)₂.

¹²⁾ При взаимодействии амфотерных гидроксидов с основаниями в водных растворах образуются комплексные соединения.

Реакции ионного обмена.

Большинство реакций, рассматриваемых в контрольной работе, являются реакциями ионного обмена. Как следует из названия, в этих реакциях реагенты

 

¹³⁾ Значение степени окисления указывается для каждого атома, способного её изменять.

 

обмениваются одноимённо заряженными ионами, вследствие чего образуются новые сочетания ионов – новые соединения. Необходимым условием протекания реакции ионного обмена является связывание ионов в устойчивые соединения:

неэлектролиты (например, газообразные вещества), труднорастворимые соединения, комплексы или любые иные слабодиссоциирующие образования. Примеры:

а) NaCl+KNO₃=NaNO₃+KCl – реакция не протекает, поскольку образуются хорошо растворимые соли и, следовательно, связывания ионов не происходит;

b) NaCl+AgNO₃=NaNO₃+AgCl – реакция протекает, т.к. имеет место связывание ионов в результате образования труднорастворимой соли AgCl;

c) Sn(OH)₂+2KOH=K₂[Sn(OH)₄] – реaкция протекает в результате связывания ионов в устойчивый гидроксокомплекс [Sn(OH)₄]^2-;

d) 2HCl+Cu(OH)₂=CuCl₂+2H₂O – реакция протекает из–за образования слабодиссоциирующих молекул Н₂О;

e) 2CuSO₄+2NaOH=(CuOH)₂SO₄+Na₂SO₄ – реакция протекает ввиду образования слабодиссоциирующих сложных ионов CuOH⁺.

Оформление, порядок сдачи, рецензирования и зачёта.

Контрольная работа выполняется по индивидуальному варианту, определяемому двумя последними цифрами номера студенческого билета. Например, номеру студенческого билета 971 64 соответствует вариант 64. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту на рецензию не принимается.

Перед выполнением контрольной работы необходимо проработать настоящие методические указания и, кроме этого, материал программы средней школы по классам неорганических соединений (оксиды, кислоты, основания, соли) и их свойствам.

При изучении теоретического материала контрольной работы особое внимание следует обратить на примеры, контрольные вопросы и задачи, приведенные в учебнике и в методических указаниях.

Контрольная работа выполняется на двойных сброшюрованных листах “школьного” формата. Первая страница является титульным листом, который должен содержать следующее (см. образец оформления титульного листа на с. 10):

-номер и название контрольной работы;

-дата сдачи работы на рецензию;

-ФИО студента;

-группа;

-номер студенческого билета;

-ФИО преподавателя-рецензента.

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена.Все записидолжны быть сделаны чётко, для замечаний рецензента необходимо оставлять поля шириной не менее 5 см (см. образец оформления рабочей страницы на с. 10). Задачи в контрольной работе представляются в порядке их следования в задании. Каждая задача должна иметь номер, полное условие и обоснованное решение. В решении обязательно нужно приводить весь его ход со всеми преобразованиями. В случае невыполнения настоящих требований контрольная работа не рецензируется и возвращается студенту для её оформления.

Выполненная и оформленная контрольная работа сдаётся на рецензию назначенному кафедрой преподавателю. Срок рецензирования работы - 1 неделя со дня её сдачи на рецензию

Работа, сданная на рецензию в установленный срок, оценивается по 5-балльной шкале оценок. Срок сдачи контрольной работы на рецензию устанавливается учебным графиком.

Работа, сданная не в срок, зачитывается при прохождении студентом собеседования или после выполнения дополнительного задания, выдаваемого рецензентом.

Если контрольная работа не зачтена, она возвращается на доработку с возможной выдачей дополнительного задания по вопросам, в ответах на которые допущены серьёзные ошибки. Исправления и дополнения в незачтённой работе необходимо выполнять не в отрецензированном тексте, а на отдельных листах. При этом нужно приводить полные решения исправленных и дополнительных задач с указанием их номеров и записью условий. Выполненные исправления и дополнения сдаются на повторную рецензию вместе с отрецензированным текстом незачтённой работы. Повторно отрецензированная работа зачитывается при обязательном прохождении студентом собеседования.

 

Образец оформления титульного листа.

Внешние границы листа

Контрольная работа по химии № …: …(название работы)

Дата сдачи на рецензию: …(число, месяц, год)

Студент: …(ФИО)

Группа: …(шифр группы)

Студенческий билет: …(номер билета)

Преподаватель: …(ФИО преподавателя – рецензента)

 

 

 

Образец оформления рабочей страницы.

Внешние границы страницы

Рабочее поле Задача № …(условие задачи) Решение …(подробный ход решения) Задача № … Решение … И т.п.

Поле рецензента (не менее 5 см.)

 

к контрольной работе: Классы неорганических соединений.

I. Методические указания.

Общие положения.

По химическому составу все известные вещества можно разделить на 2 большие группы: органические и неорганические. Органическими являются соединения углерода; к неорганическим относятся соединения всех остальных элементов, а также все простые вещества - вещества, образованные атомами одного элемента, например, Fe, C, O₂, O₃.

Неорганические соединения включают 4 основных класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Среди неорганических соединений принято особо выделять также классы амфолитов (в контрольной работе – это амфотерные гидроксиды) икомплексных соединений.

Оксиды.

Оксид-это соединение любого элемента с кислородом, в котором атомы кислорода имеют отрицательную степень окисления, равную по величине двум^{1 )}. Например, Na₂O, CaO, P₂O₅.

Общим способом получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом: С+О₂=СО₂; 4Al+3O₂=2Al₂O₃ и т.п.

Номенклатура оксидов основана на названиях элементов, например, Na₂O-оксид натрия, СаО-оксид кальция. Если оксид образован элементом, способным проявлять переменную степень окисления, в названии оксида обязательно указываетсязначение степени окисления элемента (римской цифрой в круглых скобках ). Например, Р₂О₃-оксид фосфора (III), Р₂О₅-оксид фосфора (V).

В зависимости от химических свойств различают 3 типа оксидов: основные, кислотные и амфотерные.

Отличительным признаком основных оксидов является способность к химическому взаимодействию с носителями кислотных свойств: с кислотами и