Глава 15
ГЕТЕРОГЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Многие биологические процессы связаны с растворением или образованием малорастворимых ионных соединений, преимущественно солей. Формирование неорганического вещества костной ткани, образование почечных камней, регуляция концентрации ионов кальция в
плазме и многие другие процессы объясняются теорией гетерогенных
равновесий в растворах электролитов.
При контакте малорастворимого вещества ионного типа (М Х А У) с водой часть ионов переходит в жидкую фазу, и в некоторый момент времени наступает состояние равновесия (кинетическое условие: скорость растворения равна скорости осаждения; термодинамическое
условие: Д(?= 0). Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой,
состоящей из М^А, называют насыщенным относительно МД,.
Процесс можно представить следующим образом:
М.Д, (т) ^ хМу+ (води) + уА*~ (води).
В образующейся двухфазной системе твердая фаза представлена
кристаллами вещества М.Д, а водная фаза - гидратированными
у+
ионами М и А*~. Существующее равновесие, как и любое другое, контролируется вторым началом термодинамики. Поскольку активности
твердых веществ, по определению, равны I, константа гетерогенного
равновесия в растворах электролитов определяется равновесными активностями только ионов, находящихся в водной фазе:
y+
Х^МД,) = y(M W(tf-).
(15.1)
Константа данного процесса получила название константы растворимости Ks (нижний индекс «s» от англ, solubility - растворимость). Константу растворимости иногда называют произведением
растворимости и обозначают ПР, Lp или А"ПР (такие обозначения в на-
15.1. Константа растворимости
Стоящее время использовать не рекомендуется). Как и любая константа равновесия, константа равновесия является безразмерной величиной. Для разбавленных растворов, а именно такими являются насыщенные растворы малорастворимых электролитов, можно считать, что
ионная сила их настолько мала, что коэффициенты активности ионов
равны 1 - следовательно, активности ионов равны их молярным концентрациям, т. е. выражение для константы растворимости можно
представить следующим образом:
х
А,(МЛ) = с (М ^(А -)
Константы растворимости, как и все константы равновесия, зависят от температуры, поэтому в справочной литературе они приводятся
обычно при стандартной термодинамической температуре - 25 °С
(табл. 15.1).
Некоторые осадки могут существовать в разных модификациях,
обычно это зависит от условий образования осадка, а именно от концентрации растворов исходных веществ, температуры и скорости ее
изменения, существования различных примесей. Например, сульфид
марганца(П) может существовать, по крайней мере, в двух модификациях, отличающихся цветом и значениями A"s. Константы растворимости для сульфида марганца телесного и зеленого цвета равны соответственно 2,5-10~ 10 и 2,5-10~ 1 3 . Некоторые осадки, особенно гидроксиды
металлов, подвержены старению, их растворимость с течением времени уменьшается, например свежеосажденный гидроксид никеля
Ni(OH) 2 имеет константу растворимости 2,0-10~ 15 ; а после старения -
6,3 10~18. Точность величин К* зависит от способа их измерения. Время
от времени они подвергаются корректировке.
Константы растворимости позволяют сравнивать растворимость
солей между собой: чем меньше Ks, тем соль меньше растворяется.
Анализ данных табл. 11.1 показывает, что оксалаты щелочно-земельных металлов в порядке увеличения растворимости располагаются в
такой последовательности: СаС2О4
другой: SrSO3
формульные единицы веществ содержат одинаковое число катионов и
анионов. Нельзя, например, сравнивать растворимость хлорида серебра AgCl, сульфата серебра Ag2SO4 и ортофосфата серебра Ag3PO4, используя для этих целей только величины Ks. Сравнивать разнотипные
электролиты можно только по их равновесной концентрации в насыщенном растворе, которую часто называют молярной растворимо-
Таблица 15.1. Константы растворимости малорастворимых веществ при 25 °С
Вещество
AgBr
Вещество
Ks
5,3 -Ю-
Ag3PO4
Ag2S
AgSCN
CaC4H4O6 (тартрат)
15 1 Константа растворимости
Стью Ее можно рассчитать следующим образом К примеру, гетерогенное равновесие для электролита типа МА записывается следующим
образом
МА (т) ^ М+ (води) + А" (води)
Очевидно, что концентрации ионов М+ и А равны между собой
Если мы примем концентрацию одного из них за х (моль/л), то выражение (152) можно преобразовать применительно к данному равновесию следующим образом
К, = х\ откуда с(МА)= с(М+) = с (А) = /^Г
Для любого гетерогенного равновесия будет справедливо
(153>
С(МхАу) = *+$Ks ххУУ
Уравнение (153) позволяет рассчитать молярную растворимость,
если известно значение /ц, и константу растворимости, если известна
молярная растворимость
П р и м е р 15 1. Вычислите массовую концентрацию (в г/л) ионов магния в
водной фазе, находящейся в равновесии с осадком ортофосфага магния при
25 °С
Решение Запишем уравнение гетерогенного равновесия
Mg3(P04)2 J5 3Mg2+ + 2POl
Найдем в табл 15 1 константу растворимости ортофосфата магния (1,0 10 п) и
затем вычислим его равновесную концентрацию по уравнению (153)
с(М_Д) = 3+^b(Mg1(PO4)2) 3^2 2 = ^/10 10
108 = 9,85 1(Г* моль/л
Поскотьку в формульной единице ортофосфата магния содержится три иона
магния, то равновесная концентрация ионов магния будет в 3 раза больше
равновесной концентрации ортофосфата магния
c(Mg 2+) - Зс(М А А у) - 3 9,845 10 4 моль/л - 2,96 10 3 моль/л
Для расчета массовой концентрации воспользуемся формулой
Y(X) = Л/(Х)с(Х)
Применительно к данной задаче
Y
(Mg2+) = A/(Mg2+)c(Mg2+) = 24 г/моль
2 96 10 3 моль/л = 0 0709 г/л
П р и м е р 15.2. Молярная концентрация ионов серебра в насыщенном
растворе ортофосфата серебра при некоторой температуре равна 0,01 моль/л
Вычислите константу растворимости Ag3PO4 при этой температуре
Глава 15. Гетерогенные реакции в растворах электролитов
Решение. Уравнение гетерогенного равновесия, установившегося в насыщенном растворе Ag3PO4 выглядит следующим образом:
Ag3PO4 (т) ±; 3Ag+ (води) + POl (води)
В соответствии с этим уравнением выражение для Ks имеет следующий вид:
^s(Ag3P04) = c3(Ag+)c(PO?r).
Как следует из приведенного выше уравнения гетерогенного равновесия:
с(РО\-) = /f(Ag+) = 0,01 моль/л: 3 = 3,33-10~ 3 моль/л.
Подставим в выражение для Ks величины равновесных концентраций ионов:
^(Ag3PO4) = (0,01)3 3,33 1Q-3 = 3,3 10~9.
Таким образом, константа растворимости ортофосфата серебра равна 3,3 10~9.
Вычисления молярной растворимости для чрезвычайно мало растворимых солей должны интерпретироваться очень осторожно. Например, для сульфида ртути(Н), ^s(HgS) = 4-Ю" 53 ; расчет, проведенный по формуле (15.3), приводит к следующему результату: c(Hg2+) =
= c(S2~) = 6,3-10~ 27 моль/л. Полученное число меньше числа Авогадро,
а это означает, что в 1 л «раствора» может не оказаться ни одного иона.
Более того, формальный расчет объема, в котором должен находиться,
к примеру, один ион ртути (V « 104 л) не дает достоверной информации, так как любое равновесие контролируется вторым началом термодинамики, а оно, как известно, имеет статистический характер, т. е.
выполняется при достаточно большом числе частиц в системе. Таким
4
образом, в 10 л надосадочной жидкости вероятно нахождение одного
6
иона ртути, но это не обязательно. Утверждение, что в 10 л надосадочной жидкости находится 100 ионов ртути, имеет более вероятный характер.
15.2. Влияние солей на растворимость
малорастворимого вещества
Запишем выражение для константы растворимости (15.1), подставив в него, в соответствии с формулой (7.37), вместо активностей произведения молярных концентраций и коэффициентов активности:
А,(М,/у = ^(М^/ЧМ^АПЛА*-).
Выражение для расчета молярной растворимости (15.3) тогда приобретет следующий вид:
15.2. Влияние солей на растворимость малорастворимого вещества 629
cfMjA,) = * J x y x y+^y y
\x y f (M)f (A -)
Поскольку коэффициенты активности в не слишком концентрированных растворах всегда меньше 1, то становится ясным, что с увеличением ионной силы раствора молярная растворимость малорастворимого вещества должна увеличиваться. В живых системах все гетерогенные равновесия реализуются на выраженном электролитном фоне.
Напомним, что ионная сила крови равна 0,167. При такой ионной
силе коэффициент активности, например, иона кальция составляет
0,28. Очевидно, что пренебрегать различиями между аналитической
концентрацией и активностью в подобном случае нельзя и для расчетов молярной растворимости следует пользоваться выражением (15.4),
а не упрощенным (15.3).
П р и м е р 15.3. Сравните растворимость гидроортофосфата кальция в
воде и в растворе с ионной силой 0,16 моль/л. Температура 25 °С.
Решение. Найдем в табл. 5.1 значение константы растворимости гидроортофосфата кальция: А"ДСаНРО4) = 2,7-10 7 . Для сравнения растворимости
рассчитаем равновесную концентрацию иона кальция. Поскольку в формульной единице гидроортофосфата кальция один ион кальция, то молярная растворимость СаНРО 4 равна равновесной концентрации Са2+:
с(Са 2+)=с(СаНР0 4).
Если гидроортофосфат кальция добавить в чистую воду, в водном растворе
будут находиться только ионы Са2+ и НРО^", их концентрация мала, т. е. /-> О,
а/-> 1. Иными словами, можно воспользоваться выражением (15.3):
с(Са2+) = V# s (CaHPO 4) = ^2,7 -1(Г7 = 5,2 1(Г* моль/л.
Расчет молярной растворимости гидроортофосфата кальция в растворе с
ионной силой 0,16 моль/л произведем по формуле (15.4), предварительно найдя коэффициент активности двухзарядных ионов, при этом значении ионной
силы (см. табл. 9.8) он равен 0,28. Тогда:
-,г* 2+х) = I /ч(СаНРО
/2,7-Ю- 7 = 1,9
4)
10 1Л
с(Са
-
--
= ,|-
10_ 3* моль/л.
2+
\/(Са ШИРОКО V 0,28-0,28
Следовательно, растворимость гидроортофосфата кальция увеличилась в
1,9 -Ю-3 / 5 , 2 - Ю-4 -3,7 раза.
Увеличение растворимости малорастворимого электролита в присутствии солей, а именно они преимущественно и создают ионную
силу, называется солевым эффектом. Солевой эффект может наблю-
Глава 15. Гетерогенные реакции в растворах электролитов
Даться только в том случае, если соли не содержат одноименных с данным электролитом ионов. Наличие в растворе соли, содержащей ион,
входящий также и в состав рассматриваемого малорастворимого электролита, приводит к уменьшению растворимости последнего. Это объясняется действием принципа Ле Шателье. Допустим, что раствор, соу+
х
держащий ионы М и А ~, находится в равновесии с твердой фазой
М^АГ Если в этот раствор добавить какой-либо электролит, имеющий
у+
в составе катион М, то система выйдет из состояния равновесия. Для
возвращения в состояние равновесия (естественно, это будет уже другое, отличное от исходного состояние равновесия) в растворе должна
у+
быть уменьшена концентрация катионов М, а это возможно только
за счет перевода части этих катионов вместе с частью анионов А*~ в
твердую фазу, т. е. это приведет к образованию дополнительной массы
осадка.
Следовательно, присутствие одноименного иона понижает растворимость малорастворимого электролита. Например, если к насыщенному раствору гидроортофосфата кальция СаНРО4 добавить хлорид
2+
кальция СаС12 (одноименный ион - Са) или гидроортофосфат на2
трия (одноименный ион - НРО4 "), то раствор станет пересыщенным,
а со временем некоторое количество вещества гидрофосфата кальция
перейдет в состав твердой фазы.
Действие общего иона мы уже рассматривали в предыдущей главе:
сильный электролит подавляет ионизацию слабого электролита.
П р и м е р 15.4. Сравните растворимость оксалата кальция в воде и в растворе оксалата аммония с концентрацией 0,02 моль/л.
Решение. В таблице 15.1 найдем значение константы растворимости оксалата кальция Ars(CaC2O4) = 2,3-10~ 9 .
Растворимость оксалата кальция в воде найдем, как это было сделано в
примере 15.3. для гидрортофосфата кальция:
с(Са2+) = с(СаС2О4) = jKs(CaC£)4) = V2,3-10~ 9 = 4,8 10"5 моль/л.
Во втором случае (раствор смеси оксалата аммония и оксалата кальция,
насыщенный относительно оксалата кальция) концентрация оксалат-ионов
эпределяется суммой концентрации ионов, введенных с оксалатом аммония
:"(С2О4~), и концентрации ионов, возникших в результате растворения оксалага кальция с"(С2О4~):
c(C2Oh = cXCjOl-) + с"ХСрЬ.
В отсутствии одноименного иона:
c(C2Of) = с(Са2+) = 4,8- 1(Г5 моль/л.
15 3 Условия образования и растворения осадков
Оксалат аммония - сильный электролит, поэтому его концентрация совпадает с концентрацией оксалат ионов, т е с(С£)\~) = 0,02 моль/л
Очевидно, что c(Cf>\) » c"(Cf>l~) и вторым сла!аемым в сумме концентраций можно пренебречь Тогда равновесную концентрацию ионов кальция в
присутствии оксалата аммония можно рассчитать следующим образом
2
^(СаС204) = 23JO^2 =
c"(C2Ol)
2,0 КГ
Приведенные расчеты показывают, что растворимость оксалата кальция
уменьшилась в 4,8 10 5 / Ы5 Ю 7 = 417раз
Присутствие одноименного иона сильнее сказывается на растворимости
малорастворимого электролита, чем увеличение ионной силы
15.3. Условия образования и растворения
осадков
Константы растворимости позволяют определять возможность образования осадков в системах, содержащих ионы, комбинация которых соответствует малорастворимому электролиту или растворению осадков
в системах, содержащих твердую фазу в равновесии с надосадочной
жидкостью
Обратимся еще раз к уравнению гетерогенного равновесия в общем
виде
Му\р (т) i5 хМу+ (води) + уА*~ (води)
Обозначим, как это принято в термодинамике, произведение произвольно выбранных активностей веществ, входящих в выражение
константы равновесия, как П с
П с = ах(Му+)ау(Ах-)
или в упрощенном виде - через концентрации
П с = c*(My+)cv(Ax-)
Для самопроизвольного растворения осадка в системе
MjjA, (т) -» хМу+ (води) + уАх~ (водн)
необходимо соблюдение условия Д(7
уравнения изотермы Вант-Гоффа (7 44) к данному равновесию
AGr = -RT\nKs + /?71пПс
Анализ показывает, что убыль энергии Гиббса возможна только
при условии
ЯЛпА; > ДЛпП с
Глава 15. Гетерогенные реакции в растворах электролитов
Таким образом, Пс
или иным способом уменьшить концентрации ионов Му+ и (или) А*~ в
надосадочной жидкости, то произойдет частичное растворение осадка.
При постоянном удалении указанных ионов из раствора над осадком
можно добиться полного растворения осадка. На качественном уровне
такое явление прогнозируется принципом Ле Шателье. Использование уравнения изотермы Вант-Гоффа позволяет количественно оценить степень смещения равновесия. Очевидно, что если концентрации
ионов в растворе отвечают условию Пс
Образование осадка из раствора возможно только вследствие процесса, протекающего в обратном направлении:
М^ (т) «- хМу+ (води) + уА*~ (води).
В этом случае для процесса в прямом направлении должно соблюдаться условие А(7 > 0. Это возможно при следующем соотношении:
ЛЛпП с > RTlnKs.
Условием образования в системе
Данное пособие составляет единый обучающий комплекс с изданиями «Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов» (под редакцией Ю. А. Ершова) и «Практикум по общей химии» (под ре- дакцией В. А. Попкова, А. В. Бабкова). Пособие содержит упражнения и задачи по всем разделам курса общей химии. Каждый раздел начинается с краткого теоретического введения и разбора типовых задач. В приложении приведен справочный материал. Соответствует Федеральному государственному образовательному стандарту ВПО третьего поколения. Для студентов высших учебных заведений, обучающихся по медицинским, биологическим, агрономическим, ветеринарным, экологическим специальностям. Может быть использовано учащимися старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, гимназий, студентами колледжей, а также преподавателями химии.
Шаг 1. Выбирайте книги в каталоге и нажимаете кнопку «Купить»;
Шаг 2. Переходите в раздел «Корзина»;
Шаг 3. Укажите необходимое количество, заполните данные в блоках Получатель и Доставка;
Шаг 4. Нажимаете кнопку «Перейти к оплате».
На данный момент приобрести печатные книги, электронные доступы или книги в подарок библиотеке на сайте ЭБС возможно только по стопроцентной предварительной оплате. После оплаты Вам будет предоставлен доступ к полному тексту учебника в рамках Электронной библиотеки или мы начинаем готовить для Вас заказ в типографии.
Внимание! Просим не менять способ оплаты по заказам. Если Вы уже выбрали какой-либо способ оплаты и не удалось совершить платеж, необходимо переоформить заказ заново и оплатить его другим удобным способом.
Оплатить заказ можно одним из предложенных способов:
- Безналичный способ:
- Банковская карта: необходимо заполнить все поля формы. Некоторые банки просят подтвердить оплату – для этого на Ваш номер телефона придет смс-код.
- Онлайн-банкинг: банки, сотрудничающие с платежным сервисом, предложат свою форму для заполнения.
Просим корректно ввести данные во все поля.
Например, для " class="text-primary">Сбербанк Онлайн требуются номер мобильного телефона и электронная почта. Для " class="text-primary">Альфа-банка потребуются логин в сервисе Альфа-Клик и электронная почта. - Электронный кошелек: если у Вас есть Яндекс-кошелек или Qiwi Wallet, Вы можете оплатить заказ через них. Для этого выберите соответствующий способ оплаты и заполните предложенные поля, затем система перенаправит Вас на страницу для подтверждения выставленного счета.
Пузаков С.А. , Попков В.А.
- Московские городские химические олимпиады, Методические рекомендации, 1988
- Пособие по химии для поступающих в вузы, Вопросы, упражнения, задачи, Пузаков С.А., 2005
- Пособие по химии для поступающих в вузы, Хомченко Г.П., 1977
- Сборник конкурсных задач по химии, Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Чуранов С.С., 2001
Учеб. пособие. - 2-е изд., перераб. и доп. - M.: Высш. шк., 1999. - 575 с. - ISBN 5-06-003614-6.В пособие включены программы по химии для поступающих в вузы, образцы экзаменационных билетов, которые предлагались абитуриентам в 1997 - 1998 гг., а также около 3700 вопросов, оригинальных ситуационных и расчетных задач. Разобрано решение 83 расчетных задач.
Каждый из разделов пособия содержит краткое теоретическое введение и справочный материал, необходимый для самостоятельной работы в процессе подготовки к конкурсным испытаниям. Включен дополнительный материал для учащихся специализированных медико-биологических классов.
Для поступающих в вузы, учащихся старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, гимназий, студентов колледжей, а также для преподавателей химии.
The file will be sent to selected email address. It may takes up to 1-5 minutes before you received it.
The file will be sent to your Kindle account. It may takes up to 1-5 minutes before you received it.
Please note you"ve to add our email [email protected]
to approved e-mail addresses. Read more .
You can write a book review and share your experiences. Other readers will always be interested in your opinion of the books you"ve read. Whether you"ve loved the book or not, if you give your honest and detailed thoughts then people will find new books that are right for them.
Ш
САПузаков ВЛПопков
ПОСОБИЕ
по ХИМИИ
Программы
Вопросы; упражнения,
залачи
Образны экзаменационных
билетов
ИЗДАНИЕ ВТОРОЕ,
ПЕРЕРАБОТАННОЕ И ДОПОЛНЕННОЕ
Москва «Высшая школа» 1999
УДК 54
ББК 24
П88
Рекомендовано Министерством
образования Российской Федерации
Рецензенты: кафедра общей и биоорганической химии Московского
медицинского стоматологического института (зав. кафедрой проф. А. С.
Берлянд) и доктор хим. наук, проф. Н. В. Зык (Московский государственный университет)
П 88
Пузиков С. А., Попков В. А.
Пособие по химии для поступающих в вузы. Программы. Вопросы, упражнения, задачи. Образны экзаменационных билетов: Учеб. пособие. - 2-е изд., перераб. и доп. -
M.: Высш. шк. 1999 - 575 с.
ISBN 5-06-003614-6
В пособие включены программы по химии для поступающих в вузы,
образцы экзаменационных билетов, которые предлагались абитуриентам
в 1997 - 1998 гг., а также около 3700 вопросов, оригинальных ситуационных и расчетных задач. Разобрано решение 83 расчетных задач.
Каждый из разделов пособия содержит краткое теоретическое введение
и справочный материал, необходимый для самостоятельной работы в процессе подготовки к конкурсным испытаниям. Включен дополнительный
материал для учащихся специализированных медико-биологических классов.
Для поступающих в вузы, учащихся старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, гимназий, студентов колледжей, а также для преподавателей химии.
УДК 54
ББК 24
ISBN 5-06-003614-6
© Издательство «Высшая школа», 1999
Оригинал-макет данного издания является собственностью издательства
«Высшая школа», и его репродуцирование (воспроизведение) любым способом
без согласия издательства запрещается.
ПРЕДИСЛОВИЕ
Настоящее пособие, представляющее собой современный
многоуровневый сборник задач и упражнений по химии, адресовано поступающим в вузы, учащимся старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, студентов
колледжей, а также преподавателям химии.
В пособие включен краткий теоретический материал, необходимый прежде всего, для решения задач. Он не охватывает всех
тем курса и его не следует рассматривать как самостоятельный,
пусть даже краткий курс элементарной химии. При подготовке
к экзамену необходимо, безусловно, пользоваться литературой,
содержащей более обширный фактический материал.
Вопросы, оригинальные ситуационные и расчетные задачи,
предусмотренные для самостоятельной работы, сгруппированы
в три больших раздела, из которых традиционно складывается
первоначальный курс химии: общая химия, неорганическая химия, органическая химия. В каждом из разделов упражнения и задачи распределены по темам, причем задания в них расположены
в порядке возрастания сложности. Каждый раздел завершается
комбинированными упражнениями и задачами. В пособии подробно разобрано решение 83 расчетных задач.
Пособие может быть использовано также преподавателями
специализированных школ и подготовительных курсов, поскольку практически каждый тип задания встречается в нескольких
вариантах, что позволяет часть из них использовать при объяснении на уроках, другую часть - в качестве заданий на дом, и,
наконец, остаются еще задания для контролирующих мероприятий. Поскольку большинство специализированных классов работает по расширенным программам, в пособие включены некоторые упражнения и задачи, выходящие за рамки типовой программы по химии для поступающих в вузы. Такие задания
отмечены в тексте звездочкой (*).
В четвертом разделе книги приведены образцы экзаменационных билетов, которые предлагались на вступительных испытаниях в Московский государственный университет им. М. В. Ломоносова и Московскую медицинскую академию им. И. М. Сеченоз
ва в 1997 и 1998 гг., а также варианты ответов на вопросы этих
билетов. Надеемся, что материал этого раздела поможет абитуриентам составить четкое представление об уровне требований
на экзаменах, проводящихся в письменной форме.
Несколько слов о том, как работать с этой книгой. Абитуриентам, самостоятельно готовящимся к конкурсным испытаниям,
авторы советуют выполнять упражнения подряд, пропуская
лишь однотипные задания, подобные которым не вызвали затруднений. Мы рекомендуем выполнить все задания обобщающих
разделов, особенно задания, заключающиеся в составлении уравнений реакций по схемам. Это наиболее трудные задания, однако
они позволяют в максимальной степени активизировать знания
по свойствам органических и неорганических веществ. Ряд заданий имеет альтернативные варианты ответов (в некоторых случаях до 10 и даже больше), в большинстве случаев это специально
не оговаривается.
Ответы в расчетных задачах следует давать с точностью до
трех значащих цифр, кроме тех случаев, когда ответ представляет
собой точное число. При расчетах числовые значения физико-химических констант берутся с точностью до трех значащих
цифр, молярные массы (кроме хлора) - до двух цифр.
Некоторые оригинальные упражнения и задачи предоставлены доцентом MMA Александром Петровичем Лузиным, за что
выражаем глубокую благодарность. Авторы искренне признательны профессору химии МГУ Николаю Егоровичу Кузьменко,
предоставившему программу для поступающих в университеты
образцы экзаменационных билетов МГУ.
Авторы
ПРОГРАММА ПО ХИМИИ
ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ В УНИВЕРСИТЕТЫ
Программа подготовлена на основе методического анализа существующих
на сегодняшний день программ различных российских университетов авторским
коллективом в составе чл.-корр. РАН профессор В. В. Лунин (Московский
университет), доцент 3. Д. Белых (Пермский университет), доцент В. В. Еремин
(Московский университет), чл.-корр. РАЕН профессор Д. В. Корольков
(Санкт-Петербургский университет), профессор Н. Е. Кузьменко (Московский
университет), доцент В. В. Сорокин (Московский университет).
Программа обсуждена и одобрена пленумом Совета по химии учебно-методического объединения (УМ О) университетов России 6 апреля 1994 г. 8 сентября
1994 г. в Иркутске она была утверждена президиумом Совета по химии УМО
университетов России.
Общие указания
На экзамене по химии поступающий в университет должен:
показать знание основных теоретических положений;
уметь применять теоретические положения химии при рассмотрении классов
неорганических и органических веществ и их соединений;
уметь раскрывать зависимость свойств веществ от их состава и строения;
знать свойства важнейших веществ, применяемых в промышленности
и в быту;
понимать основные научные принципы важнейших химических производств
(не углубляясь в детали устройства химической аппаратуры);
решать типовые и комбинированные задачи по основным разделам химии.
На экзамене можно пользоваться следующими таблицами: «Периодическая
система химических элементов Д. И. Менделеева», «Растворимость оснований,
кислот и солей в воде», «Электрохимический ряд стандартных электродных
потенциалов».
При решении задач разрешается пользоваться калькулятором.
В экзаменационные билеты для устного экзамена включаются четыре вопроса: первый - по теоретическим основам химии, второй - по неорганической
химии, третий - по органической химии, четвертый - задача. Содержание билетов можно ограничить тремя вопросами.
Письменный экзамен может содержать до десяти заданий из всех разделов
программы, его продолжительность 4 ч.
Теоретические основы химии
1. Предмет и задачи химии. Явления физические и химические. Место химии
среди естественных наук. Химия и экология.
2. Основы атомно-молекулярного учения. Понятие атома, элемента, вещества. Относительная атомная и относительная молекулярная массы. Моль - единица количества вещества. Молярная масса. Стехиометрия: закон сохранения
массы вещества, постоянство состава. Относительная плотность газа.
3. Химические элементы. Знаки химических элементов и химические формулы. Простое вещество, сложное вещество. Аллотропия. Валентность и степень
5
окисления. Составление химических формул по валентности элементов и атомных
групп.
4. Строение атома. Атомное ядро. Стабильные и нестабильные ядра. Радиоактивные превращения, деление ядер и ядерный синтез.
5. Двойственная природа электрона. Строение электронных оболочек
атомов. Квантовые числа. Атомные орбитали. Электронные конфигурации
атомов в основном и возбужденном состояниях.
6. Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона и создание периодической системы химических элементов. Современная формулировка периодического закона. Строение периодической системы: большие и малые периоды,
группы и подгруппы. Зависимость свойств элементов и образуемых ими соединений от положения элемента в периодической системе.
7. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная,
металлическая, водородная. Механизмы образования и примеры соединений.
Модель гибридизации орбиталей. Связь электронной структуры молекул с их
геометрическим строением (на примере соединений элементов второго периода).
8. Агрегатные состояния веществ. Зависимость перехода вещества из одного
агрегатного состояния в другое от температуры и давления. Газы. Законы идеальных газов. Уравнение Менделеева - Клапейрона. Закон Авогадро, молярный
объем. Жидкости. Ассоциация молекул в жидкостях. Твердые тела. Основные
типы кристаллических решеток: кубические и гексагональные.
9. Классификация химических реакций: реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Окислительно-восстановительные реакции. Определение стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных
реакций. Ряд стандартных электродных потенциалов.
10. Тепловые эффекты химических реакций. Термохимические уравнения.
Теплота (энтальпия) образования химических соединений. Закон Гесса и следствия из него.
11. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от природы
и концентрации реагирующих веществ, температуры. Константа скорости химической реакции. Энергия активации. Катализ и катализаторы.
12. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его
смещения, принцип JIe Шателье. Константа равновесия, степень превращения.
13. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости веществ
от их природы, Температуры и давления. Способы выражения концентрации
растворов (массовая доля, молярная концентрация). Твердые растворы. Сплавы.
14. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Ионные уравнения реакций. Свойства кислот, солей и оснований в свете теории электролитической диссоциации Аррениуса. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода.
Неорганическая химия
На основании периодического закона абитуриенты должны уметь давать
сравнительную характеристику элементов по группам и периодам. Характеристика элемента включает электронную конфигурацию атома; возможные валентности и степени окисления элемента в соединениях; формы простых веществ
и основные типы соединений, их физические и химические свойства, лабораторные и промышленные способы получения; распространенность элемента я его
соединений в природе, практическое значение и области применения его соединений. При описании химических свойств должны быть отражены реакции с участием неорганических и органических соединений (кислотно-основные и окислительно-восстановительные превращения), а также качественные реакции.
1. Основные классы неорганических веществ, их названия (номенклатура),
генетическая связь между ними.
2. Оксиды и пероксиды; типы оксидов. Способы получения, свойства оксидов
и пероксидов.
г.
3. Основания, способы получения, свойства. Щелочи, их получение, свойства,
применение.
4. Кислоты, их классификация, общие свойства, способы получения.
5. Соли, их состав, химические свойства, способы получения. Гидролиз солей.
6. Металлы, их положение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы получения. Металлы и сплавы в технике.
7. Общая характеристика щелочных металлов. Оксиды, пероксиды, гидроксиды и соли щелочных металлов. Калийные удобрения.
8. Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы периодической системы химических элементов. Кальций и его соединения. Жесткость
воды и способы ее устранения.
9. Общая характеристика элементов главной подгруппы III группы периодической системы химических элементов. Алюминий. Амфотерность оксида
и гидроксида алюминия.
10. Железо, его оксиды и гидроксиды, зависимость их свойств от степени
окисления железа. Химические реакции, лежащие в основе получения чугуна
и стали. Роль железа и его сплавов в технике.
11. Водород, его взаимодействие с металлами, неметаллами, оксидами, органическими соединениями.
12. Кислород, его аллотропные модификации. Свойства озона. Оксиды и пероксиды.
13. Вода, строение воды. Физические, химические свойства. Пероксид водорода. Кристаллогидраты.
14. Общая характеристика галогенов. Галогеноводороды. Галогениды. Кислородсодержащие соединения хлора.
13. Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы периодической системы химических элементов. Сера. Сероводород. Сульфиды. Оксид
серы (IV) и (VI), получение, свойства. Серная и сернистая кислоты, их свойства;
соли серной и сернистой кислот. Производство серной кислоты.
16. Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы периодической системы химических элементов. Азот. Аммиак, его промышленный
синтез. Соли аммония. Нитриды. Оксиды азота. Азотная и азотистая кислоты
и их соли. Азотные удобрения.
17. Фосфор, его аллотропные модификации. Фосфин, фосфиды. Оксид фосфора (V), орто-, мета- и дифосфорная кислоты и их соли. Фосфорные удобрения.
18. Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы периодической системы химических элементов. Углерод, его аллотропные модификации. Оксиды углерода (II) и (IV). Угольная кислота и ее соли. Карбиды кальция
и алюминия.
19. Кремний. Силан. Силицид магния. Оксид кремния (IV). Кремниевая
кислота и ее соли.
Органическая химия
Характеристика каждого класса органических соединений включает особенности электронного и пространственного строения соединений данного класса,
закономерности изменения физических и химических свойств в гомологическом
ряду, номенклатуру, виды изомерии, основные типы химических реакций и их
механизмы.
Характеристика конкретных соединений включает физические и химические
свойства, лабораторные и промышленные способы получения, области применения. При описании химических свойств соединений необходимо учитывать реакции с участием как радикала, так и функциональной группы.
1. Теория химического строения органических соединений А. М. Бутлерова.
Зависимость свойств веществ от их строения. Виды изомерии. Природа химической связи в молекулах органических соединений, гомо- и гетеролитические способы разрыва связей. Понятие о свободных радикалах.
7
2. Предельные углеводороды (алканы и циклоалканы), их электронное и пространственное строение (.у>3-гибридизация). Номенклатура, изомерия.
3. Этиленовые углеводороды (алкены), их электронное и пространственное
строение (sp2- гибридизация, а- и л-связи). Номенклатура, изомерия. Правило
Марковникова. Циклоалкены. Сопряженные диеновые углеводороды, особенности их химических свойств.
4. Ацетиленовые углеводороды (алкины), их электронное и пространственное
строение (. ^ - г и б р и д и з а ц и я, а- и л-связи). Номенклатура. Кислотные свойства
алкинов. Реакция Кучерова.
5. Ароматические углеводороды (арены). Бензол, электронное и пространственное строение (sp2-гибридизация). Гомологи бензола. Понятие о взаимном
влиянии атомов на примере толуола (реакции ароматической системы и углеводородного радикала).
6. Природные источники углеводородов: нефть, природный и попутный нефтяной газы, уголь. Перегонка нефти. Крекинг. Продукты, получаемые из нефти,
их применение.
7. Спирты. Первичные, вторичные и третичные спирты. Номенклатура, строение, химические свойства одноатомных спиртов. Промышленный синтез этанола. Многоатомные спирты, номенклатура, особые свойства (этиленгликоль, глицерин).
8. Фенол, его строение, взаимное влияние атомов в молекуле. Химические
свойства фенола, сравнение со свойствами алифатических спиртов.
9. Альдегиды. Номенклатура, строение, физические и химические свойства.
Особенности карбонильной группы. Муравьиный и уксусный альдегиды, получение, применение. Понятие о кетонах.
10. Карбоновые кислоты. Номенклатура, строение, физические и химические
свойства. Взаимное влияние карбоксильной группы и углеводородного радикала.
Предельные, непредельные и ароматические кислоты. Примеры кислот: муравьиная (ее особенности), уксусная, стеариновая, олеиновая, бензойная.
11. Сложные эфиры. Строение, химические свойства. Реакция этерификации.
Жиры, их роль в природе, химическая переработка жиров (гидролиз, гидрирование).
12. Углеводы. Моносахариды: рибоза, дезоксирибоза, глюкоза, фруктоза. Их
строение, физические и химические свойства, роль в природе. Циклические формы
моносахаридов. Полисахариды: крахмал и целлюлоза. Значение углеводов в природе.
13. Амины. Алифатические и ароматические амины. Взаимное влияние
атомов на примере анилина. Первичные, вторичные и третичные амины.
14. Аминокислоты и оксикислоты. Строение, химические свойства, изомерия.
Примеры оксикислот: молочная, винная, салициловая. а-Аминокислоты - структурные единицы белков. Пептиды. Строение, биологическая роль белков.
15. Пиррол. Пиридин. Пиримидиновые и пуриновые основания, входящие
в состав нуклеиновых кислот. Представление о структуре нуклеиновых кислот.
16. Реакции полимеризации и поликонденсации. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (ВМС): мономер, полимер, элементарное звено,
степень полимеризации (поликонденсации). Примеры различных типов ВМС.
Примерный перечень типовых расчетных
задач по ХИМИИ
1. Вычисление относительной молекулярной массы вещества по его формуле.
2. Вычисление массовых долей (процентного содержания) элементов в сложном веществе по его формуле.
3. Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе, если известна масса растворенного вещества и масса раствора.
4. Вычисление массы растворителя и массы растворенного вещества по известной массовой доле растворенного вещества и массе раствора.
5. Вычисление определенного количества вещества.
8
6. Вычисление количества вещества (в молях) по массе вещества.
7. Вычисление относительной плотности газообразных веществ.
8. Вычисление объема определенного количества газообразного вещества
при заданных условиях.
9. Вычисление массы газообразного вещества, занимающего определенный
объем, при любых заданных значениях температуры и давления.
10. Вычисление объема определенной массы газообразного вещества при
любых заданных условиях.
11. Нахождение простейшей химической формулы вещества по массовым
долям элементов.
12. Вычисление массы продукта реакции по известным массам исходных
веществ.
13. Вычисление массы продукта реакции по известным массам одного из
вступивших в реакцию веществ.
14. Вычисление выхода продукта реакции в процентах от теоретически возможного.
15. Вычисление массы (объема) продукта реакции по известной массе (объему) исходного вещества, содержащего определенную долю примесей.
16. Вычисление массовой доли компонентов смеси на основе данных задачи.
17. Установление молекулярной формулы газообразного вещества по продуктам сгорания.
18. Составление химических переходов (уравнений реакций) одних веществ
в другие с использованием генетической связи между классами соединений (качественные задачи).
Экзаменационные билеты могут содержать как типовые, так и более сложные
комбинированные задачи, состоящие из нескольких типов перечисленных видов
расчетных задач. Кроме того, комбинированные задачи могут быть составлены
по материалам различных разделов химии.
ПРОГРАММА ПО ХИМИИ ДЛЯ ВСТУПИТЕЛЬНЫХ
ИСПЫТАНИЙ В МЕДИЦИНСКИЕ ВУЗЫ
Программа составлена на кафедре общей химии Московской медицинской академии им. И. M- Сеченова чл.корр. РАО, заведующим кафедрой профессором В. А. Попковым и профессором С. А. Пузаковым.
Программа утверждена начальником управления учебных заведений Минздравмедпрома Российской Федерации
Н. Н. Володиным 25 апреля 1995 г.
СОДЕРЖАНИЕ ПРОГРАММЫ
Предмет и задачи химии. Место химии среди естественных наук.
I. Основные понятия химии
Атомы и молекулы. Химический элемент, простое вещество, сложное вещество, смесь веществ. Понятие об аллотропных модификациях. Относительная атомная масса, относительная молекулярная масса. Постоянство состава вещества.
Закон сохранения массы. Моль - единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и его следствие. Уравнение Менделеева - Клапейрона. Явления физические и химические. Валентность и степень окисления.
2. Строение атома. Химическая связь. Строение вещества
Строение ядер и электронных оболочек атомов химических элементов, s-, р-,
d-элементы. Периодический закон и строение периодической системы. Изотопы.
Типы химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, водородная, металлическая. Строение комплексных соединений. Агрегатные состояния
веществ, вещества аморфные и кристаллические. Типы кристаллических решеток.
3. Растворы
Вода: строение молекулы, физические и химические свойства. Растворимость
веществ, зависимость растворимости веществ от их природы, от температуры
и давления. Типы растворов (газообразные, жидкие, твердые). Выражение состава
раствора (массовая доля, объемная доля, молярная концентрация). Представление о коллоидных растворах. Значение растворов в медицине и биологии, в быту.
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций.
4. Основные закономерности протекания химических реакций
Классификация реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Скорость химических реакций и ее зависимость от различных факторов. Константа
скорости химической реакции. Катализ. Тепловые эффекты химических реакций.
10
Обратимость реакций. Химическое равновесие и условия его смещения. Окислительно-восстановительные реакции, важнейшие окислители и восстановители.
Представление об электролизе.
5. Основные классы неорганических соединений
Оксиды, кислоты, гидроксиды, соли (классификация, номенклатура, способы
получения и свойства). Амфотерность. Гидролиз солей.
6. Металлы
Общая характеристика металлов: физические и химические свойства. Общие
способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов.
Общая характеристика IA- и IIA-групп периодической системы. Свойства натрия,
калия, кальция и магния и их соединений. Жесткость воды и способы ее устранения. Свойства алюминия и его соединений. Свойства оксидов и гидроксидов
хрома (+2), (+3), хроматов и дихроматов. Свойства перманганата калия: восстановление перманганат-иона в кислой, нейтральной и щелочной средах. Свойства железа, оксидов и гидроксидов железа (+2) и (+3). Свойства соединений меди
(+1) и (+2). Свойства оксида и гидроксида цинка. Медико-биологическое значение соединений указанных металлов.
7. Неметаллы
Общая характеристика IVA-, VA-, VIA-, VIIA-групп периодической системы.
Водород, его химические и физические свойства. Свойства и способы получения
хлороводорода и хлоридов, гипохлоритов, хлоратов. Кислород, его получение,
сравнение физических и химических свойств кислорода и озона, окислительно-восстановительные реакции с участием пероксида водорода. Сера, ее физические и химические свойства. Свойства и способы получения соединений серы:
сероводорода и сульфидов, оксидов, сульфитов, серной кислоты и сульфатов.
Азот, его физические и химические свойства, получение. Свойства аммиака
и солей аммония, оксидов азота (+1), (+2) и (+4), азотистой кислоты и нитритов, азотной кислоты и нитратов. Получение аммиака и азотной кислоты.
Фосфор, его физические и химические свойства. Свойства соединений фосфора:
фосфороводорода и фосфидов, оксидов фосфора (+3) и (+5), фосфорной кислоты
и фосфатов. Углерод, его физические и химические свойства. Свойства и способы
получения оксидов углерода и карбонатов. Свойства угольной кислоты. Свойства
кремния, оксида кремния, кремниевой кислоты и силикатов. Медико-биологическое значение соединений указанных неметаллов.
8. Теоретические положения органической химии
Теория химического строения органических соединений А. М. Бутлерова.
Изомерия. Гомологические ряды. Электронная природа химических связей в молекулах органических соединений, способы разрыва связей, понятие о свободных
радикалах. Электронное и пространственное строение молекул на примере метана, этилена, ацетилена и бензола. Понятие о гибридизации атомных орбиталей.
Понятие о взаимном влиянии атомов на примере нескольких соединений (толуол,
фенол, хлоруксусная кислота и др.). Общие понятия химии высокомолекулярных
соединений (мономер, полимер, элементарное звено, степень полимеризации).
Реакции полимеризации и поликонденсации. Принципы номенклатуры органических соединений.
11
9. Основные классы органических соединений
Углеводороды: алканы, алкены, алкины, диеновые углеводороды, ароматические углеводороды (физические и химические свойства, способы получения).
Представление о строении циклоалканов. Кислородсодержащие соединения:
спирты одноатомные и многоатомные, фенол, альдегиды, карбоновые кислоты,
сложные эфиры (физические и химические свойства, способы получения и области
применения, медико-биологическое значение). Азотсодержащие соединения: амины алифатические и ароматические, аминокислоты (физические и химические
свойства, способы получения, медико-биологическое значение). Строение отдельных представителей аминокислот: глицина, аланина, цистеина, серина, глутаминовой кислоты, лизина, фенилаланина и тирозина. Строение и химические свойства гетероциклических соединений (пиридин, пиррол, пиримидин, пурин). Строение пиримидиновых и пуриновых оснований: цитозина, урацила, тимина, аденина, гуанина.
10. Важнейшие природные соединения
Строение и свойства жиров. Углеводы: строение и свойства глюкозы, рибозы,
дезоксирибозы, сахарозы, крахмала и целлюлозы. Строение фруктозы, мальтозы
и лактозы. Строение и свойства белков. Строение нуклеотидов и полинуклеотидов. Различия в строении ДНК и РНК. Биологическая роль указанных классов
соединений.
Типовые расчетные задачи
1. Вычисление массовой или объемной доли компонента.
2. Вычисление молярной концентрации.
3. Вычисление относительных плотностей веществ в газообразном состоянии.
4. Вычисление объема газообразного вещества известной массы или известного количества при нормальных условиях и условиях, отличающихся от нормальных.
5. Установление молекулярной формулы вещества по массовой доле элементов или по массам продуктов сгорания.
6. Вычисление массы (объема, количества вещества) одного из участников
реакции по известной массе (объему, количеству вещества) другого участника
реакции.
7. То же, с предварительным нахождением, какое из веществ вступает в реакцию полностью.
8. То же, с учетом выхода продукта реакции в процентах от теоретически
возможного.
9. То же, с учетом массовой доли примесей в реагенте.
10. Определение состава соли (кислая или средняя) по массам веществ,
вступающих в реакцию.
11. Определение состава двух-трехкомпонентной смеси по массам веществ,
образующихся в ходе одной или нескольких реакций.
Все расчетные задачи могут быть как в прямом, так и в обратном вариантах.
(Например: расчет массовой доли вещества по его массе и известной массе
раствора или же расчет массы вещества по известной массовой доле и массе
раствора). Сложные задачи включают в себя две или больше пере численны»
типовых задач.
Типовые качественные задачи
1. Идентификация 3 - 5 веществ с использованием физических и химически:
свойств.
12
2. Распознавание вещества по совокупности его физических и химических
свойств; определение строения органического вещества по его брутто-формуле
и совокупности свойств.
3. Написание уравнения реакций, иллюстрирующих схемы, в которых оговорены все или только отдельные этапы.
4. Многостадийный синтез органического или неорганического вещества.
5. Разделение 3 - 4-х компонентных смесей; выделение компонента в индивидуальном виде из смеси; подтверждение наличия примесей в образцах.
6. Выявление возможности протекания реакций между веществами в предложенной совокупности веществ.
7. Составление уравнения окислительно-восстановительных реакций с использованием электронных схем.
8. Составление формул гомологов и изомеров органических веществ.
РАЗДЕЛ 1
ОБЩАЯ ХИМИЯ
1.1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ х и м и и
Химия изучает строение, свойства и взаимопревращения веществ. Вещество и поле - две формы существования материи.
В наиболее общем виде вещество определяется как любая совокупность атомов и (или) молекул. Атом - электронейтральная
частила, состоящая из взаимодействующих положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро атома (нуклид) состоит из протонов и нейтронов. Химическим элементом называют определенный вид атомов, имеющий одинаковый заряд ядра. Число протонов соответствует порядковому
номеру элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева; сумма протонов и нейтронов - массовому числу. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа,
называются изотопами.
Существуют и другие определения атома: 1) наименьшая
частица химического элемента, носящая его свойства; 2) наибольшая частица материи, сохраняющаяся при химических превращениях веществ. Вещества, образованные атомами одного элемента, называются простыми веществами. Один элемент может
образовывать несколько простых веществ (аллотропных модификаций). Сложные вещества (химические соединения) образованы
атомами разных элементов и имеют состав либо постоянный
(дальтониды), либо меняющийся в некоторых пределах (бертоллиды).
Вещества могут иметь разное строение: атомное, молекулярное, ионное, металлическое и др. В твердом состоянии вещества
образуют кристаллические решетки - трехмерные упорядоченности частиц. В узлах кристаллических решеток веществ с молекулярным строением находятся геометрически обособленные молекулы, связанные между собой межмолекулярными взаимодей14
ствиями. Молекула - наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих определенную структуру
с помощью химических связей. Существует и другое определение:
молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его
химическими свойствами. В узлах кристаллических решеток веществ атомного и ионного строения находятся соответственно
атомы и ионы. Выделение в атомной или ионной структуре
простейшей группы атомов, многократное повторение которой
воспроизводит структуру вещества, является условным. Такие
условные частицы называются формульными единицами. Например, N2O и HCl - молекулы; SiO2 (вещество атомного строения)
и NaCl (вещество ионного строения) - формульные единицы.
При решении расчетных задач в химии используют различные
физико-химические параметры и константы. Параметры, величины которых не зависят от размера системы (например, порции
вещества), называются интенсивными. К ним относятся давление
р, температура Т, плотность р, массовая доля со.
Массовая доля со показывает отношение массы компонента
к массе всей системы. Массовая доля - величина безразмерная;
ее числовое значение представляют либо в долях единицы, либо
в процентах:
в долях единицы
т(Х)
а>(Х)=»--- (0<а>< 1);
"!сумм
в процентах
(о (X) = т - 100% (0% « о < 100%),
"1CyMM
где т (X) - масса компонента; Wcywv - масса всей системы.
Элемент характеризуется относительной атомной массой Ar,
которая представляет собой средневзвешенную массовых чисел
природных изотопов данного элемента. Вещество характеризуется относительной молекулярной массой Mr. Это безразмерная
величина, равная сумме относительных атомных масс элементов
всех атомов, составляющих формульную единицу. Молярная
масса M численно равна относительной молекулярной массе
и измеряется в граммах на моль (г/моль). Молярная масса также
является интенсивным параметром. При решении задач в данном
пособии все значения относительных атомных масс элементов,
кроме хлора, следует округлять до целых (относительную атомную массу хлора считают равной 35,5).
Параметры, числовые значения которых зависят от размера
системы, называются экстенсивными. К ним относятся масса т,
объем V, количество вещества v.
15
Количество вещества v является мерой содержания формульных единиц вещества и рассчитывается по формуле. Единица
измерения количества вещества - моль. В 1 моль вещества содержится столько формульных единиц, сколько содержится атомов
углерода в 12 г изотопа углерода 12 C. Формулы для расчета
количества вещества:
v(X)
m (X)
-,
M(X)
v(X)
N(X)
Na
,
где N(X) - число частиц; NA - постоянная Авогадро, равная
6,02 IO23 моль" 1 .
Пример 1. Вычислите массовую долю натрия в кристаллогидрате гидрофосфата натрия, в котором число атомов водорода в 1,364 раза больше числа атомов
кислорода.
Решение. Формула кристаллогидрата: NajHPO 4 лH2O, где л - число молекул воды. Число атомов водорода составляет 14- 2л, а число атомов кислорода
4+л. Из условия задачи следует:
1 +2л
= 1,364.
4+л
Решая полученное уравнение, находим, что л = 7.
Следовательно, формула кристаллогидрата Na2HPO4 7Н 2 0.
Рассчитываем массовую долю натрия в кристаллогидрате:
co(Na)=
2A/(Na)
2 23
- ; co(Na)=
=0,172,
Л/(Na2HPO4 7Н 2 0)
268
т. е. массовая доля натрия составляет 17,2%.
Пример 2. В каком молярном соотношении были смешаны гидрофосфат
кальция и дигидрофосфат кальция, если массовая доля кальция в полученной
смеси составляет 20%?
Решение. Пусть v(CaHPO4) = X (моль); v (Ca (H 2 PO 4) 2 =у (моль). Тогда
т (CaHPO4) = 136х; т (Ca (H2PO4)2) = 2ЪЛу\ /и(Са)=40(х+>>).
По условию задачи:
40 (х+у)
=0,2.
136х+234у
Преобразуя приведенное выше выражение, получаем ^/jr= 1,87, т. е.
V (Ca (H2PO4)2): v (CaHPO4) = 1,87:1.
Пример 3. В смеси оксида натрия и пероксида натрия на 8 атомов натрия
приходится 7 атомов кислорода. Вычислите массовые доли веществ в такой
смеси.
Решение. Пусть v(Na2O)=X; V(Na2O2)=у. Тогда v(Na) = 2x+2y; v(0) =
=х+2у. По условию задачи:
16
2х+2у
8
х+2у
1
Преобразуя приведенное выше выражение, получаем у = Зх. Выразим через х массы соединений:
т (Na 2 O)=M (Na2O) v (Na2O); т (Na 2 O)=61*;
т (Na 2 O 2)=M (Na2O2) v (Na2O2); m (Na2O2) = 78 3х=234х;
/я (Na 2 O+Na 2 O 2)= 62х + 234х=296х.
Вычислим массовую долю оксида натрия:
т (Na2O)
62х
ш (Na2O) ш
=
=0,209,
т (Na2O H-Na2O2) 296х
т. е. ш (Na 2 O)=20,9%; CU(Na2O2) = 100%-20,9% =79,1%.
Пример 4. В смеси пирита (дисульфида железа) и сульфата железа (II) содержится по 6,02 IO jl атомов железа и кислорода. Вычислите массу этой смеси.
Решение. Вычислим количества вещества атомов:
V(Fe)=л(Fe)-.N a ; v(Fe) = 6,02 IO31:6,02 10" =0,01 моль;
V (О)=V (Fe)=0,01 моль.
Так как в одной формульной единице FeSO4 содержится 4 атома кислорода,
V (FeSO4) = V4 V (О); v (FeSO 4)=0,25 0,01 = 0,025 моль.
Количество вещества атомов железа в FeSO4 численно равно количеству вещества
FeSO4, т. е. 0,025 моль. Следовательно, в пирите содержится 0,01-0,025=0,075
моль атомов железа и, таким образом, V(FeS2)=0,075 моль. Рассчитываем массу
каждого вещества: т (FeSO 4)=M (FeSO4) v (FeSO4); т (FeSO4) =152 0,0025 = 0,38 г;
т (FeS 2)=Л/ (FeS2) V (FeS2); /и (FeS2) = 120 0,0075 = 0,9 г; а масса смеси равна
0,38+0,9 = 1,28 г.
Прамер 5. В порции кристаллогидрата ацетата калия находится 3,612 IO23
атомов углерода и 1,084- IOa* атомов водорода. Вычислите число атомов кислорода в этой же порции кристаллогидрата.
Решение. Формула кристаллогидрата: CHjCOOK nH2O, где п - число молекул воды. Число атомов кислорода в безводной соли равно числу атомов
углерода, т. е. 3,612" IO ji . Поскольку число атомов водорода в безводной соли
в 1,5 раза больше числа атомов углерода, оно составляет 1,5 3,612" IOas =
= 5,418 10".
Число атомов водорода в составе кристаллизационной воды рассчитаем как
разницу между числом атомов во всем кристаллогидрате и числом атомов
в безводной соли: 10,84 1 0 " - 5 , 4 1 8 " 1 0 " = 5,422 10".
В кристаллизационной воде число атомов кислорода в 2 раза меньше числа
атомов водорода и равно 0,5 5,422 10"=2,711 10 аэ.
Таким образом, число атомов кислорода в порции кристаллогидрата составляет сумму: 3,612 1 0 " + 2 , 7 1 1 1 0 " =6,32 IOj3.
17
ВОПРОСЫ, УПРАЖНЕНИЯ И ЗАДАЧИ
1. В чем заключается разница в терминах «атом» и «молекула»?
2. Какое отличие терминов «вещество» и «элемент»?
3. В чем заключается разница в терминах «относительная
молекулярная масса» и «молярная масса»?
4. Приведите современную формулировку периодического закона.
5. Какие из перечисленных элементов относятся к s-элементам, а какие - к /^-элементам: титан, кислород, литий, мышьяк,
свинец, аргон, уран, железо, цинк, кальций?
6. Какие из перечисленных элементов относятся к rf-элементам: вольфрам, фтор, церий, ксенон, золото, палладий, магний,
торий,стронций, ртуть?
7. Изотоп какого элемента имеет относительную молекулярную массу 70 и 40 нейтронов в ядре? Напишите электронную
конфигурацию иона этого элемента.
8. Изотоп какого элемента имеет относительную молекулярную массу 34 и 18 нейтронов в ядре? Напишите электронную
конфигурацию отрицательно заряженного иона этого элемента.
9. Изотоп какого элемента имеет относительную молекулярную массу 135 и 79 нейтронов в ядре? Напишите электронную
конфигурацию иона этого элемента.
10. Естественная радиоактивность изотопа тория с массовым
числом 234 сопровождается образованием электрона, двух нейтронов и изотопа другого элемента. Какой это элемент? Напишите уравнение ядерной реакции.
11. Для получения одного из трансурановых элементов изотоп эйнштейния с массовым числом 253 бомбардируют а-частицей. В ходе ядерной реакции образуется изотоп нового элемента
и нейтрон. Какой это элемент? Напишите уравнение ядерной
реакции.
12. Закончите уравнения следующих ядерных реакций:
а)
б)
в)
209
Bi+а-частнца-^2½ +...
Cu + протон-» 1Ii + ...
10
B + нейтрон-» 7Li +...
63
13. Сколько всего электронов имеет атом фосфора? Сколько
электронов находится на внутренних уровнях (не участвующих
в образовании химических связей)? Есть ли у этого атома в основном состоянии на внешнем уровне спаренные электроны (если
есть, то сколько пар)? Сколько у атома фосфора в основном
состоянии неспаренных электронов?
14. Запишите электронную конфигурацию атома серы. Приведите по одному примеру пары электронов в атоме серы, которые различаются значениями только одного квантового числа;
двух чисел; трех чисел.
18
15. Какие элементы имеют электронные конфигурации:
a) Is2 гЛ^ЗЛрЧ^З*/2;
б) Xs1Is1Ip6^p1-,
в)
ls2ls12p63s2?,p64s23ci6i 1 6 1
2
2
e 2
6 J
2
2
6
2 3
г) Xs Is Ip Zs ^p*", Д) lj 2$ 2/> 3i 3p 4j ; е) IJ 2s 2p 3s ip l
16. Напишите электронные конфигурации двух разных
атомов в основном состоянии, у которых имеются 18 внутренних
электронов, а на внешнем уровне находится только один неспаренный электрон.
17. Сколько электронов и протонов содержат следующие частицы: а) молекула хлора; б) атом аргона; в) ион гидроксония
H 3 O + ; г) молекула аммиака NH3; д) нитрит-ион NOa; е) и о н
аммония?
18. Сколько электронов и протонов содержат следующие частицы: а) молекула водорода; б) гидрид-ион Н"; в) молекула
гидрида кальция CaH2; г) оксид-ион О" 2 ; д) пероксид-ион HOJ;
е) молекула карбида серебра Ag2C2?
19. Имеются ли у перечисленных ниже частиц указанные орбитали: а) у иона стронция - 5s, 3 f , 2р, 5d; б) у атома азота - 3d,
IJ, 2/, 2р; в) у бромид-иона 2d, 4/, 5s, Apl Поясните.
20. Природный магний представляет собой смесь изотопов
с массовыми числами 24, 25 и 26. Их распространенность в природе составляет соответственно 79,0; 10,0 и 11,0%. Вычислите на
основании этих данных относительную атомную массу магния
и сравните полученный результат с приведенным в периодической таблице элементов.
21. Природное серебро представляет собой смесь изотопов
с массовыми числами 107 и 109. Вычислите, какого из изотопов
в природе больше и во сколько раз (атомную массу серебра
возьмите с точностью до четырех значащих цифр).
22. Природный кремний представляет собой смесь изотопов
с массовыми числами 28, 29 и 30. На долю самого тяжелого
изотопа приходится 3,10% всех атомов кремния. Вычислите,
атомов какого изотопа (Si-28 или Si-29) в природе больше и во
сколько раз.
23. Что такое валентность? Приведите примеры веществ, по
отношению к которым можно и нельзя использовать понятие
валентности.
24. Укажите характер связей между всеми атомами в следующих веществах: оксид азота (II), сульфат натрия, водород,
фосфат натрия, хлорид натрия, фторид кислорода, аммиак, карбонат бария, фтор.
25. Приведите примеры соединений, в состав которых входят:
а) анион с конфигурацией ls22s22p63s23p6 и катион с конфигурацией ls22s22p6; б) катион с конфигурацией ls22s22p63s23p6 и анион
с конфигурацией ls22s22p6.
26. Гормон инсулин имеет относительную молекулярную
массу 5734. Вычислите массу (г) одной молекулы инсулина.
19
27. Масса молекулы хлорофилла равна 1,485 IO - 1 8 мг. Вычислите молярную массу хлорофилла.
28. Какому количеству вещества соответствует масса оксида
железа (II, III) Fe3O4, равная 3,48 г?
29. Вычислите массу 0,250 моль дисульфида железа FeS2.
30. Где находится большее число молекул: в 0,160 г оксида
серы (VI) или в 0,130 г оксида серы (IV)? Ответ подтвердите
расчетами.
31. Где находится большее число атомов: в 4,60 г оксида
железа (III) или в 4,00 г оксида железа (II)? Ответ подтвердите
расчетами.
32. Соль Мора имеет формулу Fe (NH4)2 (SO4)2 6Н 2 0. Вычислите в этом веществе массовую долю: а) азота; б) воды; в)
сульфат-ионов.
33. В каких галогенидах щелочных металлов массовая
доля металла меньше массовой доли галогена?
34. Вычислите область допустимых значений массовой
доли калия в смеси двух его галогенидов, в каждом из
которых массовая доля металла больше массовой доли
галогена.
35. Вычислите область допустимых значений массовой
доли серы в смеси двух сульфидов металлов ПА-группы,
в каждом из которых массовая доля серы больше массовой
доли металла.
36. Каких атомов - железа или магния - больше находится в земной коре и во сколько раз? Массовые доли
железа и магния в земной коре соответственно равны 4,10
и 2,30%.
37. Имеется образец фосфата кальция количеством вещества 0,15 моль. Вычислите количество вещества в этом
образце: а) атомов кальция; б) атомов кислорода; в)
атомов фосфора; г) фосфат-ионов; д) электронов.
38. В порции натрия (пл. 0,971 г/см 3) содержится число
протонов, равное числу электронов в порции осмия. Объем
порции натрия в 19,47 раз больше объема порции осмия.
Вычислите плотность осмия.
39. В некоторой порции пентагидрата сульфата меди
содержится 0,25 моль воды. Вычислите массу этой порции
кристаллогидрата.
40. В некоторой порции сульфата алюминия содержится
2,4 моль атомов кислорода. Вычислите количество вещества ионов алюминия в этой порции кристаллогидрата.
41. В какой массе дигидрата сульфата кальция содержится число электронов, равное числу Авогадро?
20
42. Рассчитайте массу фосфида кальция Ca3P2, в которой
общее число атомов будет таким же, как в оксиде фосфора (V)
массой 1,42 г.
43. В природных водах масса обычной воды (H2O) больше
массы тяжелой воды, образованной дейтерием (D2O), в 5500 раз.
Вычислите число изотопов дейтерия, содержащихся в 1,00 мл
природной воды.
44. Относительная молекулярная масса кристаллогидрата
сульфата железа (II) равна 278. Установите формулу этого кристаллогидрата.
45. Относительная молекулярная масса иодида металла
в 3,972 раза больше относительной молекулярной массы его
фторида. Металл в обоих соединениях имеет степень окисления
+ 3. Установите, какой это металл.
46. Металл имеет в соединениях постоянную степень окисления + 2. Молярная масса его оксида в 3,928 раза меньше молярной массы его фосфата. Установите, какой это металл.
47. Приведите примеры металлов, для соединений которых
соблюдаются следующие условия: a) Mt (оксид)>МТ (бромид);
б) Mt (хлорид) < Mr (оксид) < Mr (бромид). Металлы находятся
в соединениях в одинаковой степени окисления.
48. Вычислите массу бромид-ионов, которые попадут в организм с 10,0 мл микстуры, в 200 мл которой содержится по 2,00 г
бромида натрия и бромида калия.
49. Вычислите общее число атомов и общее число электронов
в 14,0 г гептагидрата сульфата никеля (II).
50. Имеется смесь равных масс гептагидрата гидрофосфата
натрия и дигидрата дигидрофосфата натрия. Сколько в этой
смеси приходится атомов кислорода на один атом фосфора?
51. Рассчитайте массу атомов кислорода, содержащихся
в 51,0 г ацетата бария.
52. Рассчитайте массу атомов водорода, содержащихся в 143 г
моногидрата ацетата меди.
53. Вычислите массу нитрата хрома (III), в которой содержится
IO26 протонов.
54. Общее число атомов в образце галогенида натрия, в котором массовая доля металла больше массовой доли галогена, равно
6,02- IO23. Вычислите массу образца этой соли.
55. Общее число атомов в образце оксида металла IIA-группы,
в котором массовая доля кислорода больше массовой доли металла, равно 3,01 IO21. Вычислите массу образца оксида.
56. В некоторой порции кристаллогидрата сульфата железа
(III) число атомов кислорода в 15 раз больше числа Авогадро,
а число атомов железа точно соответствует числу Авогадро. Выведите формулу кристаллогидрата.
21
57. Массовая доля воды в кристаллогидрате ацетата цинка
равна 16,4%. Установите формулу кристаллогидрата.
58. Число атомов водорода, равное числу Авогадро, содержится в 21,9 г кристаллогидрата ацетата цинка. Установите
формулу кристаллогидрата.
59. Массовая доля кислорода в кристаллогидрате нитрата
железа (III) равна 0,713. Установите формулу кристаллогидрата.
60. В соединении, в состав которого входят только кислород
и барий, массовая доля металла равна 81,07%. Установите простейшую формулу этого соединения.
61. В соединении, в состав которого входят только кислород
и хлор, массовая доля галогена равна 38,8%. Установите простейшую формулу этого оксида.
62. В одной из кислородсодержащих кислот фосфора массовые доли водорода и кислорода равны соответственно 0,0366
и 0,585. Установите простейшую формулу этой кислоты.
63. Приведите формулу соединения, в котором массовая доля
хрома в 26 раз больше массовой доли водорода, а массовая доля
кислорода в 32 раза больше массовой доли водорода.
64. В одном из фосфидов число атомов металла в 1,5 раза
больше числа атомов фосфора, а массовая доля этого металла на
7,46% больше массовой доли фосфора. Установите формулу
фосфида.
65. В 0,0150 моль фосфида, образованного металлом
IIA-группы, находится 1,35 моль протонов. Какой металл образовал фосфид?
66. В смеси оксида меди (I) и оксида меди (II) на 4 атома меди
приходится 3 атома кислорода. Вычислите массовые доли веществ в такой смеси.
67. В смеси двух хлоридов железа на 5 атомов железа приходится 13 атомов хлора. Вычислите массовые доли веществ в такой смеси.
68. В смеси карбида кальция CaC2 и карбоната кальция содержится по 1,81 IO24 атомов кальция и кислорода. Вычислите
массу этой смеси.
69. В смеси карборунда [карбид кремния SiC] и кварца [оксид
кремния (IV)] содержится по 3,01 IO24 атомов кремния и кислорода. Вычислите массу этой смеси.
70. В каком молярном соотношении были смешаны карбид
кальция и карбонат кальция, если массовая доля углерода в полученной смеси равна 25,0%?
71. В каком молярном соотношении были смешаны гидросульфит натрия NaHSO3 и гидросульфид натрия NaHS, если
массовая доля серы в полученной смеси равна 45,0%?
72. Какую массу гидросульфата аммония NH4HSO4 следует
добавить к 3,60 г гидросульфита калия KHSO3, чтобы в получен22
ной смеси содержалось одинаковое число атомов водорода и кислорода?
73. Какую массу сульфата калия следует добавить к 5,50 г
сульфида калия, чтобы в полученной смеси массовая доля серы
стала равной 20,0%?
74. Вычислите массовую долю бария в кристаллогидрате гидроксида бария, в котором число атомов водорода в 1,8 раза
больше числа атомов кислорода.
75. В 0,250 моль кристаллогидрата разница между массой
кристаллизационной воды и массой безводной соли равна 59,5 г.
Массовая доля кристаллизационной воды составляет 28,83%.
Вычислите относительную молекулярную массу кристаллогидрата.
76. В 2,00 моль кристаллогидрата разница между массой
кристаллизационной воды и массой безводной соли равна 26,0 г.
Массовая доля кристаллизационной воды составляет 0,468. Вычислите молярную массу кристаллогидрата.
77. В кристаллогидрате, образованном средней солью металла, массовая доля кристаллизационной воды равна 50,0%. Вычислите массу водорода, содержащегося в 100 г этого кристаллогидрата.
78. В кристаллогидрате, образованном солью бескислородной кислоты, массовая доля соли равна 0,755. Вычислите массу
кислорода, содержащегося в 1,00 г этого кристаллогидрата.
79. В некоторой порции кристаллогидрата ацетата магния
находится 9,632" IO23 атомов углерода и 3,371 IO24 атомов водорода. Вычислите число атомов кислорода, находящихся в этой
порции кристаллогидрата.
80. В некоторой порции кристаллогидрата ацетата бария находится 4,816 IO23 атомов углерода и 8,428 IO23 атомов кислорода. Вычислите число атомов водорода, находящихся в этой
порции кристаллогидрата.
81. В смеси нитрата аммония и нитрата свинца (II) массовая
доля азота равна 25,0%. Вычислите массовую долю свинца
в этой смеси.
82. В смеси нитрата аммония и нитрата бария массовая доля
азота равна 30,0%. Вычислите массовую долю нитрат-ионов
в смеси.
83. В 0,100 моль растворимого в воде карбоната находится
5,20 моль электронов. Напишите формулу этого карбоната (приведите два ответа).
84. В некотором образце кислой аммонийной соли ортофосфорной кислоты находится 3,612 IO22 атомов кислорода
и 8,127 IO22 атомов водорода. Напишите формулу этой соли.
85. В 0,250 моль дигидрата ацетата металла IIA-группы содержится 1,535" IO25 электронов. Установите, какой металл входит в состав кристаллогидрата.
23
86. В смеси, в которой количества веществ хлорида натрия
и кристаллогидрата бромида натрия равны, массовая доля поваренной соли составляет 29,6%. Установите состав кристаллогидрата бромида натрия.
87. Чтобы получить смесь оксида хрома (III) и кристаллогидрата сульфата хрома (III) с равными массовыми долями этих
двух соединений, пришлось взять количество вещества оксида
в 4,71 раза больше количества вещества кристаллогидрата. Установите состав кристаллогидрата.
88. В образце иодида кальция общее число атомов меньше,
чем в 1,00 г хлорида натрия, но больше, чем в 1,00 г бромида
алюминия. Вычислите область допустимых значений массы образца иодида кальция.
89. В смеси фторида и хлорида одного и того же металла,
имеющего в этих соединениях степень окисления +3, массовая
доля металла равна 0,250. Вычислите массовую долю фторид-иона в смеси.
90. Калий образует с кислородом четыре соединения: оксид
K2O, пероксид K2O2, надпероксид KO2 и озонид KO3. О наличии
какого из этих соединений можно достоверно судить в смеси,
состоящей из нескольких соединений калия с кислородом, если: а)
массовая доля кислорода в этой смеси равна 20%; б) массовая
доля калия равна 50%?
1.2. ГАЗЫ
Газовое агрегатное состояние характеризуется свободным
движением молекул, так как их кинетическая энергия значительно
превосходит потенциальную энергию их взаимодействия друг
с другом. Газы вследствие этого стремятся занять весь представляемый им объем. В химии широко применяется закон Авогадро:
в равных объемах разных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул. Следствием этого закона является то, что 1 моль каждого газа занимает при одинаковых
условиях одинаковый объем, который называется молярным объемом Vm. При нормальных условиях (273 К, 101 кПа) Vm = 22,4
л/моль. Количество вещества газа и плотность газа (наиболее
употребительная единица измерения р - г/л) рассчитывают по
формулам:
K(X)
А/(X)
V(X)=-^-IP(X)=--.
Если измерения объема газа проводились при условиях, отличающихся от нормальных, можно воспользоваться уравнением
Менделеева - Клапейрона:
24
pV=vRT,
где p - давление, Па; V - объем газа, м 3 ; T - температура, К;
R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(мольК).
Допускается одновременная подстановка величины давления
в кПа и объема в м. Плотность газа зависит от условий (р, Т),
при которых она определялась. Относительная плотность одного
газа по другому от условий не зависит и рассчитывается по
отношению молярных масс газов. Например, для относительной
ПЛОТНОСТИ кислорода ПО водороду: ZJ(O 2) 1 Oaopoa = M (O 2)IM(H 2) =
= 32:12=16.
Газы смешиваются в любых отношениях друг с другом, образуя газовые растворы. Количественно состав такого раствора
можно охарактеризовать с помощью массовой доли ш, а также
объемной ф или молярной доли х:
V (X)
v(X)
v
"сумм
CyMM
Для газов (р (X)=х (X), что следует из закона Авогадро. В большинстве задач, если специально не оговорено, условно считается,
что воздух состоит только из азота (<р = 0,79) и кислорода
(д> = 0,21). Газовые смеси часто характеризуют с помощью средней (точнее, средневзвешенной) молярной массы Afq,:
Mcp=А/ц»,+м-m+...+Mn
Пособие содержит упражнения и задачи по всем разделам курса общей химии. Каждый раздел начинается с краткого теоретического введения и разбора типовых задач. В приложении приведен справочный материал. Для студентов медицинских специальностей ВУЗов. Может быть использовано учащимися старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, гимназий, студентами колледжей, а также преподавателями химии.
Примеры.
Раствор хлорида железа(II) с концентрацией 0,1 моль/л смешали с равным объемом раствора хлорида железа(Ш) с концентрацией 0,5 моль/л. Чему равны молярные концентрации веществ в образовавшемся растворе?
Рассчитайте молярную массу эквивалента: а) фосфорной кислоты в реакции полного обмена протонов; б) сульфата железа(III) в реакции полного обмена ионов железа; в) гидрокарбоната кальция в реакции полного обмена ионов кальция.
Проба муравьиной кислоты массой 2,32 г разбавлена водой в мерной колбе вместимостью 100 мл. На титрование 10,0 мл разбавленного раствора затрачено титранта с концентрацией с(КОН) = = 0,150 моль/л объемом 7,2 мл. Рассчитайте массовую долю муравьиной кислоты в исходном растворе.
ОГЛАВЛЕНИЕ
Предисловие 4
Глава 1. Основы количественного анализа 5
Глава 2. Элементы химической термодинамики 22
Глава 3. Химическая кинетика 44
Глава 4. Свойства растворов 67
Глава 5. Протолитические равновесия и процессы 85
Глава 6. Гетерогенные равновесия и процессы 116
Глава 7. Лигандообменные равновесия и процессы 129
Глава 8. Редокс-равновесия и редокс-процессы 145
Глава 9. Совмещенные равновесия и конкурирующие процессы разных типов 179
Глава 10. Физическая химия поверхностных явлений 192
Глава 11. Физико-химия дисперсных систем 206
Глава 12. Физико-химия растворов ВМС 219
Приложения 226
Ответы 254.
Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Сборник задач и упражнений по общей химии, Пузаков С.А., Попков В.А., Филиппова А.А., 2008 - fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.
Следующие учебники и книги: