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 } Читайте также | |||
