Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Раздел 2. Типы химических реакций

Хими́ческая реа́кция. Типы реакций: – окислительно-восстановительные реакции; реакции присоединения (ассоциации, агрегации), разложения (отщепления), обмена и замещения, перегруппировки; нейтрализации, необратимые; обратимые; экзотермические, эндо-термические; простые, сложные; гомогенные, гетерогенные. Окислительно-восстановительные реакции, реакции диспропорционирования. Окислитель, восстановитель. Реакции нейтрализации. Ионнообменная реакция.

С. 16 МУ

Электрохимическая реакция. Электроды: Анод, катод Основные закономерности электрохимического процесса. Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, стандартных электродных потенциалов) металлов ЭДС гальванического элемента.

Методические указания

Из курса школьной химии необходимо вспомнить, чем различаются ОВР и не ОВР, особенности реакций присоединения, разложения, обмена, замещения, нейтрализации. Необходимо научиться составлять электронный баланс в ОВР, указывать окислитель, восстановитель, процесс окисления, процесс восстановления, понимать законы электролиза, иметь представление о гальваническом элементе, рассчитывать ЭДС гальванического элемента с помощью сервиса «Гальванический элемент» на образовательном портале.

ВАЖНО! При повышении степени окисления элемента происходит окисление, при этом восстановитель отдает электроны:

S⁰ – 4 ē → S⁺⁴O₂^–2.

При понижении степени окисления элемента происходит восстановление, при этом окислитель принимает электроны:

Н⁺N⁺⁵O₃ ^–2 + 1ē → N⁺⁴O₂^–2.

Кроме рассмотренных реакций замещения, ионного обмена, нейтрализации, окислительно-восстановительных реакций ОВР важное значение имеют:

- реакции соединения, разложения;

- эндо- (идущие с поглощением теплоты, энтальпия такой реакции ∆Н>0) - и экзотермические (идущие с выделением теплоты, энтальпия ∆Н<0);

- понятие о гомогенных и гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакциях;

- реакции гидролиза солей.

Таблица 3 – Сильные кислоты и основания

Сильные кислоты	Сильные основания
HCl	LiOH
HClО₄	NaOH
HI	KOH
HВr	CsOH
HNO₃	RbOH
H₂SO₄	Ba(OH)₂
HMnO₄	Ca(OH)₂
H₂CrO₄	Sr(OH)₂

С. 17 МУ

Для изучения реакций гидролиза необходимо иметь представление о сильных и слабых электролитах (см. табл. 3).

В случае, если имеются сложности в расставлении степеней окисления элементов в молекулах, рекомендуется посмотреть видеоролик

Степени окисления

После просмотра видеороликов по типам химических реакций:

1) Гидролиз солей

2) Реакции соединения, разложения

3) Экзотермические и эндотермические реакции

4) Окислительно-восстановительные реакции

5) Эндотермическая реакция разложения бихромата калия

Вы должны различать признаки

-реакций соединения, разложения, замещения, ионного обмена, окислительно-восстановительных реакций, эндо- и экзотермических;

Знать:

- какова энтальпия эндо- и экзотермических реакций?

- какие реакции являются окислением, а какие восстановлением?

- составлять уравнения ОВР (уравнивать схему превращения)

- какая реакция среды будет при гидролизе (любой конкретной) соли?

Пример 3 Какая реакция среды образуется при гидролизе солей МgСl₂; Мg(СlO₃)₂, КСlO₃?

Решение. Соль МgСl₂ образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (см. табл. 3), поэтому при ее гидролизе будет кислая реакция среды (рН<7). Соль Мg(СlO₃)₂ образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, поэтому при гидролизе будет реакция среды близка к нейтральной (рН около 7). Соль КСlO₃образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, оснóвная (щелочная) реакция среды (рН>7).

Литература:

[1] стр. 264-268, [2] стр. 130-131, 139-150; [3] – Лекция 0.4

Вопросы и задания для самостоятельного контроля:

1. Тип химической реакции: N₂ + O₂ → 2NO; ΔH > 0.

2. Тип химической реакции: H₂ + ½ О₂ → Н₂О.

3. Тип химической реакции: 2КМnO₄ → K2MnO₄+ MnO₂ + О_2.

4. Тип химической реакции: Hg(NO₃)₂ + Cu → Нg↓ + Cu(NO₂)_2.

5. Тип химической реакции: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH_3.

6. Окисление происходит при превращении: КМnO₄ в MnO₂или H₂ в Н₂О?

7. Определить ЭДС гальванического элемента Аu/Аu+//Мg/Мg²⁺ при концентрации солей 0,1 моль/л, температуре 273 К.

8. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO₄в течение 1 часа при силе тока 4 А?

С. 18 МУ

9. Указать, какие процессы происходят на катоде и аноде, если электролизу под-вергается: а) расплав б) раствор NaCl. Записать результат электрохимической реакции (вывод).

10. Знать, какая реакция среды будет при гидролизе солей: хлорид натрия, хлорид магния, хлорит натрия, хлорит магния.

Раздел 3. Моль, молярная масса, молярная масса эквивалентов,
основные законы общей химии

Моль Число Авогадро. Молярная масса. Молярная масса эквивалента Мэ. Закон постоянства состава. Дальтониды. Бертолиды. Закон кратных отношений. Закон Авогадро Следствия из закона Авогадро. Молярный объем газа, нормальные условия (н.у.). Плотность одного газа (x) по другому (y). Уравнение Клапейрона – Менделеева для идеальных газов в условиях отличных от н.у. R – универсальная газовая постоянная. Перевод давления в кПа: 760 мм. рт. ст.= 1 атм = 101,3 кПа. Закон сохранения массы и энергии. Закон эквивалентов (три формы: через массы веществ, через массовые доли элементов в веществе, через молярные концентрации эквивалента).

Методические указания

Обратить внимание, как определяется эквивалент для простых веществ, оксидов, кислот, оснований, солей в реакциях, не являющихся ОВР и эквивалент веществ в ОВР.

Записать три способа определения числа молей при н.у.

ВАЖНО! Моль – мера количества вещества.

Моль n «ню» или n «эн» – количество вещества, которое содержит Авогадрово число (Число Авогадро N_А=6,02 10²³ моль^–¹) структурных единиц (молекул, атомов, ионов и др.).

n = m/ М = N/ N_А= V/ V_m

отношение массы m к молярной массе М (определяется как сумма атомных масс) или числа молекул N к числу Авогадро N_А или объема V к молярному объему V_m=22,4 л/моль.

Вспомнить состав воздуха и его молярную массу.

Записать два способа расчета плотности одного газа по-другому.

Литература:

[2] – стр.8–13, 19–21; [3] – Лекции 0.5; 0.6

Вопросы и задания для самостоятельного контроля:

1. Определить молярную массу и молярную массу эквивалента FeO.

2. Какова масса в гр.10 моль хлора?

3. Какова масса 10³⁸ молекул кислорода?

4. Сколько молекул содержится в 21 г молекулярного азота?

5. Какой объем занимают 16 г CО₂ при н.у.?

6. Какой объем занимают 1 г молекулярного хлора при 20ºС, давлении 765 мм рт. ст.? (760 мм рт. ст. = 103,3 кПа).

7. Определить плотность неизвестного газа по воздуху, если 1 л этого газа имеет массу 1,6 г.

С. 19 МУ

8. Определить молярную массу эквивалента металла, если при сгорании его 65 г образуется 91 г оксида. Какой это металл, при условии, что его валентность равна 2?

9. На нейтрализацию 0,1 н раствора кислоты пошло 10 мл 0,05 н раствора щелочи. Какой объем раствора кислоты был взят?

Раздел 4. Теоретическая неорганическая химия.
Строение атома, химические связи

Размеры, заряды и массы атомов и нуклонов. Атомная орбиталь Число электронов, протонов и нейтронов в электронейтральном атоме. Масса атома (его массовое число). Современные представления о строении атома в соответствии с принципом наименьшей энергии, правилом Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда. Принцип наименьшей энергии. Периодический закон Д.И. Менделеева. Свойства элементов и их соединений в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов. Изобары. Изотоны. Изотопы.

Сродство к электрону Е_ср. Энергия ионизации атомов Е_ион. Химическая связь. Энергия связи и длина связи. Ковалентная (или объединенная) химическая связь. Насыщаемость. Направленность связи. Пространственная конфигурация молекул при различном типе гибридизации, валентный угол. Ионная связь. Металлическая связь.Межмолекулярное взаимодействие: ион-дипольное; диполь-дипольное (ориентационное); индукционное; дисперсионное. Ван дер Ваальсовы силы. Водородная связь. Гидрофильно-гидрофобное взаимодействие. Агрегатное состояние. Твердые вещества кристаллические и аморфные. Анизотропность. Изотропность. Жидкое состояние. Жидкокристаллическое состояние. Газ, пар. Плазма.

Методические указания

Обратить внимание, как по Периодической таблице различить s; p; d; f-элементы. Знать, какие свойства элементов и каким образом меняются периодически. Уметь определять число электронов, нейтронов, протонов в наиболее распространенном изотопе атома.

Уяснить принципиальную разницу между ковалентной (полярной и неполярной), ионной, металлической и водородной связью и как взаимосвязаны пространственная конфигурация молекул при различном типе гибридизации и валентный угол.

Литература:

[1] – стр.82-112; [2] – стр.37-40, 49-59; [3] – Лекции 1.7 - 1.10

Вопросы и задания для самостоятельного контроля:

1. Какой атом имеет электронную формулу 1S²2S²2p⁶3S²3p⁴?

2. Сколько электронов в электронейтральном атоме Сu?

3. Сколько электронов, нейтронов, протонов в наиболее распространенном изотопе атома железа?

4. Какой тип химической связи в молекуле Ca=O?

С. 20 МУ

5. Какой тип гибридизации центрального атома в молекуле СН₄?

6. У какого из перечисленных атомов выше энергия ионизации: Сl, I, Br, F?

7. У какого из перечисленных атомов выше энергия сродства к электрону: С, Si, Ge, Sn?

8. Какая форма молекулы, тип гибридизации центрального атома и валентный угол связи в молекуле BН₃?

Раздел 5. Способы выражения концентраций растворов.
Определение рН растворов

Признаки химической реакции при растворении вещества. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента Сэ, моляльная концентрация b, титр Т. Водоро́дный показа́тель, pH. Сильные кислоты, сильные основания. Степень диссоциации для сильных и слабых электролитов. Расчет рН для кислот. Расчет рН для оснований (гидро-ксидов). Гидролиз солей. рН среды при различных случаях гидролиза. Понятие о произведении растворимости, ПР.

Методические указания

ВАЖНО! Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента Сэ:

m_в-ва

W = ––––– 100, %,

m_р-ра

где m_в-ва – масса вещества, г; m_р-ра – масса раствора, равная произведению объема v на плотность r «ро».

m_в-ва

С = ––––––, моль/л,

М × v

где m_в-ва– масса вещества, г; М – молярная масса, г/моль; v – объем, л.

m_в-ва

Сэ = ––––––, моль/л

Мэ × v

где m_в-ва– масса вещества, г; Мэ – молярная масса эквивалента, г/моль; v – объем, л.

Обратить особое внимание на то, что практически все соли являются сильными электролитами, а сильных кислот восемь и сильных оснований – по восемь.

Для сильных электролитов степень диссоциации в расчетах допускается принимать равной 1 (100%).

С. 21 МУ

Для слабых электролитов степень диссоциации рассчитывают из уравнения Оствальда.

Знать формулу расчета концентрации ионов.

Литература:

[2] – стр.95–99, [3] – Лекция 1.11, 1.12.

Вопросы и задания для самостоятельного контроля:

1. Какова массовая доля гидроксида калия КОН в растворе с С_э=0,04 моль/л, плотностью 1,0 г/мл?

2. Сколько воды нужно добавить к 330 мл 8%-го раствора НСl, чтобы приготовить 0,1%-ный раствор?

3. Сколько мл 20%-го раствора Аl2(SO4)3 c плотностью 1,226 г/мл нужно для приготовления 100 мл раствора с молярной концентрацией С – 0,1 моль/л?

4. Сколько мл 20%-го раствора Аl₂(SO₄)₃ c плотностью 1,226 г/мл нужно для приготовления 100 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента С_э – 0,1 моль/л?

5. Какая реакция среды будет при гидролизе соли К₂CO₃ в водном растворе?

6. Какая реакция среды будет при гидролизе соли Mn(СlО₄)₂ в водном растворе?

7. Рассчитайте рН 0,05 М раствора Аl(ОН)₃, Кр = 3,16 10^–8.

8. Рассчитайте рН 0,0001 М раствора Н₂SO₄.

9. Определите концентрацию ионов серебра в насыщенном растворе соли AgVO₃, если ее ПР = 5 · 10^-7.

Раздел 6. Управление химическими реакциями,
закон действующих масс

Химическая термодинамика. Термодинамическая система. Гомогенная система. Параметры, характеризующие состояние термодинамической системы: масса, количество вещества, объем, температура (Т), давление (р), концентрация (с). Функции состояния системы: внутренняя энергия U (полная энергия всех частиц этой системы на молекулярном, атомном и ядерном уровнях); энтропия S, Дж/моль К (функция меры неупорядоченности системы, т.е. неоднородности расположения и движения ее частиц); энтальпия Н, кДж/моль (функция энергетического состояния системы при изобарно-изотермических условиях); энергия Гиббса G, кДж/моль (обобщенная функция, учитывающая неупорядоченность и энергетику системы при изобарно-изотермических условиях). Экзотермические и эндотермические процессы. Термохимические уравнения. н.у.(1 моль, 760 мм рт. ст.=101325 Па, 298 К=25ºС) и стандартные функции. Закон Гесса.

Химическая кинетика. Закон действующих масс: Скорость простой гомогенной реакции, k – константа скорости конкретной реакции. Необратимые реакции. Обратимые процессы. Химическое равновесие. Зависимость константы химического равновесия от природы реагирующих веществ и температуры, от концентраций реагирующих веществ, давления и присутствия катализатора. Принцип Ле-Шателье. Правило Вант-Гоффа. γ (гамма) – температурный коэффициент Вант-Гоффа.

С. 22 МУ

Методические указания

Выяснить, с какой целью производят расчет энтальпии, энтропии и энергии Гиббса химической реакции (превращения). Найти стандартные функции в справочной литературе. Уметь пользоваться принципом Ле-Шателье при ответе на вопрос, куда сместится равновесие обратимой реакции при повышении (понижении) температуры, давления, объема системы, или концентрации одного из реагентов.

ВАЖНО! Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие путем изменения концентрации реагентов, давления или температуры, то рав-новесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие.

Следствия:

1) При повышении давления (уменьшении объема системы) равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газа.

Например, в схеме реакции 2А + 3В ↔ С + 2D, вправо, т.к. 3 моль (справа) меньше 5 моль (слева).

2) При повышении температуры равновесие смещается в сторону поглощения теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции
(с энтальпией ∆Н>0).

Например, в схеме реакции 2А + 3В ↔ С + 2D, ∆Н>0 равновесие смещается вправо (в сторону эндотермической реакции).

3) При повышении концентрации одного из реагентов равновесие смещается в сторону, противоположную образованию этого реагента.

4) Катализатор ускоряет скорости и прямой и обратной реакций, поэтому на равновесие не влияет.

Например, в схеме реакции 2А + 3В ↔ С + 2D, при повышении концентрации вещества С равновесие смещается влево, в сторону противоположную образованию этого вещества.

ВАЖНО! Количественная зависимость скорости реакции выражается основным постулатом химической кинетики, называемым закон действующих масс: Скорость простой гомогенной реакции (скорость химической реакции) аА + bB → cC + dD при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам,

υ = k · А^а · В^b,

где k – константа скорости конкретной реакции.

Например, скорость указанной реакции при возрастании давления в 2 раза, если все вещества газообразные изменится, поскольку концентрации веществ А и В также увеличатся в 2 раза и составит

υ _{после увеличения давления}= k · 2А^а · 2В^b = 4 υ, в 4 раза выше.

С. 23 МУ

При повышении температуры скорость реакции увеличивается по закону Вант-Гоффа в число раз, равное температурному коэффициенту «гамма» возведенному в степень, равную изменению температуры, деленной на 10.

Например, если температурный коэффициент = 2, а температуру повысили на 30°С, то скорость увеличится в 2³, т.е. в 8 раз.

После просмотра видеоролика:

Равновесные реакции, смещение равновесия, изменение скорости реакции

Необходимо уметь

- Определять во сколько раз изменится скорость реакции при изменении объема, давления, температуры или концентрации какого-либо вещества.

- Указывать в какую сторону сместится равновесие химической реакции при внешнем воздействии на обратимый химический процесс.

Литература:

[2] – стр. 66–88, [3] – Лекции 1.13–1.15.

Вопросы и задания для самостоятельного контроля:

1. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением: С₂Н₅ОН (ж)+ЗО₂ (г)=2СО2 (г)+ЗН₂О (ж); ΔH =? Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С₂Н₅ОН (ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования: С₂Н₅ОН (г), СО₂ (г), Н₂О (ж).

2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением: С₂Н₆ (г) +3,5 O₂=2CO₂ (г) +ЗН₂О (ж); ΔH х.р= –1559,87 кДж. Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО₂(г) и Н₂О(ж)

3. Быстрее будет протекать реакция при комнатной температуре цинка с соляной кислотой концентрации 1%, 10%, 30%?

4. Как повлияет увеличение давления на смещение обратимой реакции 2СО + О₂ ↔ 2СО_2.

5. В каком направлении сместится равновесие экзотермической реакции N₂(г) +3 H₂(г) = 2NH₃(г) при повышении температуры?

6. При температуре 334 К реакция заканчивается за 18 мин. За какое время эта реакция заканчивается при 374 К, если температурный коэффициент равен двум?

7. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 30°С, если температурный коэффициент равен трем?

Раздел 7. Основы органической, аналитической
и физколлоидной химии. Прикладная химия

Классификации органических веществ и реакций. Важнейшие органические реакции. Виды изомерии. Функциональные группы и классы органических соединений.

Аналитическая химия. Химическая посуда. Качественный и количественный анализ. Методы качественного и количественного ана-лизов: химические, физико-химические и физические. Титриметрический и гравиметрический анализы. И нструментальные методы: спектральные

С. 24 МУ

(оптические), электрохимические, распределительные (хроматографические) и радиометрические.

Виды дисперсных систем: грубая, коллоидные и истинные (молекулярные и ионные) растворы. Растворы в зависимости от размера частиц: ионные (<10^–³), молекулярные, коллоидные. Гетерогенные системы (взвеси, суспензии, эмульсии).

Методические указания

Обратить особое внимание на номенклатуру органических веществ, правило, что функциональная группа по-старшинству в названии отмечается суффиксом, а младшая – приставкой (табл. 4). Иметь представление об органическом и неорганическом составе пищи. Количество атомов углерода в основной цепи органического соединения указывают корнем в названии 2- эт, 3-проп, 4-бут, 5-пент-, 6-окт, 7-гекс, 8-гепт, 9-нон, 10-дек, 12-додек.

Таблица 4 – Функциональные группы, классы и названия органических соединений

Группа (в порядке убывания старшинства)	Название группы	Класс соединений	Приставка в названии	Суффикс в названии
О – С ОН	Карбоксил	Карбоновые кислоты	Карбокси	-овая кислота
О – С NН₂	Карбоксамидная	Амиды	Карбоамил	-амид
О – С Н	Карбонил	Альдегиды	Оксо	-аль
O \|\| – C –	Карбонил	Кетоны	Оксо	-он
– OH	Гидроксил	Спирты	Окси	-ол
– SH	Тиольная	Тиолы	Меркапто	-тиол
– NH₂	Амино	Амины	Амино	-амин
– F (или Cl, Br, I)	Фтор (галоген)	Галогенпроизводные	Фторо (Хлор…)	-

Понять сущность титриметрического анализа и уметь использовать в методе закон эквивалентов. Уметь отличать истинные растворы от коллоидных.

Познакомиться с основными типами химической посуды.

С. 25 МУ

Рекомендуемые к просмотру видеоролики:

1) Источники тока

2) Коррозия металла

3) Химия и пища

По разделу рекомендуется подготовить эссе. Темы, порядок подготовки, сдачи и оценивания эссе на образовательном портале ВГМХА, в курсе «ОБЩАЯ И ПРИКЛАДНАЯ ХИМИЯ» в разделе «Прикладная химия».

Литература:

[1] – стр.269–534, [3] – стр.152–229, [3] – Лекции 2.1–2.3; 3.1, 3,2.

Вопросы и задания для самостоятельного контроля:

1. Как называется тип химической посуды, изображенной на рисунке? (ответ: пипетка Мора)