Студент, чья расчетно-графическая (контрольная) работа не зачтена, до экзамена по химии не допускается.

Варианты расчетно-графической (контрольной) работы №1

Таблица 1 – Варианты расчетно-графической (контрольной) работы №1

№ варианта	Номера задач по темам РГР
1 Основные классы неорганических соединений	2 Основные законы химии	3 Химическая кинетика и равновесие	4 Растворы	5 Водородный показатель среды	6 Жёсткость воды	7 Окислительно-восстановительные реакции	8 Гальванический элемент. Коррозия металлов
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
30.
31.
32.
33.
34.
35.
36.
37.
38.
39.
40.
41.
42.
43.
44.
45.
46.
47.
48.
49.
50.
51.
52.
53.
54.
55.
56.
57.
58.
59.
60.
61.
62.
63.
64.
65.
66.
67.
68.
69.
70.
71.
72.
73.
74.
75.
76.
77.
78.
79.
80.
81.
82.
83.
84.
85.
86.
87.
88.
89.
90.
91.
92.
93.
94.
95.
96.
97.
98.
99.
100.

Основные классы неорганических соединений

Теоретические пояснения

Все неорганические вещества можно разделить на простые и сложные. Сложные неорганические вещества по составу делятся на бинарные (оксиды, галогениды, сульфиды, гидриды, нитриды, карбиды и другие) и многоэлементные соединения.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов один из которых кислород в степени окисления -2. Соединения с фтором, где кислород проявляет положительную степень окисления, пероксиды (степень окисления –1), супероксиды (степень окисления –1/2), озониды (степень окисления –1/3) оксидами не являются.

По функциональным признакам оксиды делятся на солеобразующие (при взаимодействии с кислотами или основаниями дают соли) и несолеобразующие, которые не образуют солей, им не соответствуют гидроксиды с той же степенью окисления элемента, что и в оксиде. Несолеобразующие оксиды могут вступать с кислотами или основаниями только в окислительно-восстановительные реакции. Примером таких оксидов служат N₂O, NO, SO, SiO, CO, OsO₄ и другие.

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные (ангидриды кислот) и амфотерные.

Основными называют оксиды, которым соответствуют основания. К ним относятся оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, MgO, CuO, CdO, HgO, VO, CrO, MnO, FeO, NiO, CoO, Bi₂O₃ и другие. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей:

MgO + 2HCl → MgCl₂ +H₂O

CaO +CO₂ → CaCO₃

Непосредственно с водой взаимодействуют оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, частично MgO. При этом образуются основные гидроксиды (основания):

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Кислотными называют оксиды, которым соответствуют кислоты. К ним относятся CO₂, SiO₂, SO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, B₂O₃, CrO₃, Mn₂O₇ и другие.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями и основными оксидами с образованием солей:

SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + CaO → CaSO₄

Многие из кислотных оксидов, за небольшим исключением (SiO₂, TeO₂, TeO₃, MoO₃, WO₃ и другие), непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Амфотерными называют оксиды, которым соответствуют и основания и кислоты. К данным оксидам относятся BeO, ZnO, PbO, SnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, SnO₂, PbO₂, Sb₂O₃ и другие.

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей:

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Эти оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют.

Как показывают приведенные примеры, с повышением степени окисления металла основные свойства их оксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.

Названия оксидов образуются следующим образом:

- слово «оксид» и название элемента в родительном падеже с указанием в скобках римской цифрой его степени окисления (если элемент может проявлять несколько степеней окисления);

- стехиометрические соотношения между элементами указываются при помощи греческих умножающих префиксов, присоединяемых без дефиса к названиям элементов (если в формуле свыше 12 атомов одного вида, то вместо префиксов используются цифры).

Например, СО₂ – оксид углерода (IV) или диоксид углерода, N₂O – оксид азота (I) или оксид диазота, Fe₃O₄ – оксид дижелеза (III)-железа (II) или тетраоксид трижелеза, W₂₀O₅₈– 58 – оксид 20 – вольфрама.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды – гидратированные оксиды. По кислотно-основным свойствам гидроксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основания (основные гидроксиды) диссоциируют в водных растворах с образованием в качестве анионов только ОН^-:

NaOH → Na⁺ + ОН^-

Ca(OH)₂→ Ca²⁺ + 2ОН^-

Основания подразделяются на малорастворимые в воде основания, например, Аl(OH)₃, Cu(OH)₂, и хорошо растворимые в воде основания или щелочи (KOH, NaOH, Ca(OH)₂). Важнейшее химическое свойство основных гидроксидов – способность взаимодействовать с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей.

К амфотерным относятся гидроксиды, которые реагируют как с основаниями, так и с кислотами:

Аl(OH)₃ +3 HCl → AlCl₃+ 3H₂O

Аl(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. Кислоты – это электролиты, которые в водных растворах или расплавах диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка. Кислоты – это вещества способные в растворе отщеплять ион водорода.

Выделяют кислородсодержащие кислоты (кислотные гидроксиды), бескислородные кислоты, летучие и нелетучие, одноосновные, двухосновные, трехосновные, сильные и слабые. В таблице 1.1 приведены наиболее распространенные кислоты.

Таблица 1.1 – Наиболее распространенные кислоты

Формула кислоты	Название кислоты	Формула кислотного остатка	Название кислотного остатка (аниона)	Примечания
HAlO₂	метаалюминиевая	(AlO₂)^-	метаалюминат
HBO₂	метаборная	(BO₂)^-	метаборат	Орто-форма содержит больше молекул воды, чем мета-форма
H₃BO₃	ортоборная	(BO₃) ^3-	ортоборат
H₂B₄O₇	тетраборная	(B₄O₇) ^2-	тетраборат
HBr	бромоводородная	Br^-	бромид	сильная
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F^-	фторид
HCOOH	муравьиная	(HCOO)^-	формиат
CH₃COOH	уксусная	(CH₃COO)^-	ацетат
HCN	циановодородная (синильная)	(CN)^-	цианид
H₂CO₃	угольная	(CO₃) ^2-	карбонат
HCl	Хлороводородная (соляная)	Cl^-	хлорид	сильная
HOCl	хлорноватистая	(OCl)^-	гипохлорит
HClO₂	хлористая	(ClO₂)^-	хлорит
HClO₃	хлорноватая	(ClO₃)^-	хлорат
HClO₄	хлорная	(ClO₄)^-	перхлорат	сильная
HCrO₂	метахромистая	(CrO₂)^-	метахромит
H₂CrO₄	хромовая	(CrO₄)^2-	хромат	сильная
H₂Cr₂O₇	дихромовая	(Cr₂O₇)^2-	дихромат	сильная
HI	йодоводородная	I^-	йодид	сильная
HMnO₄	марганцовая	(MnO₄)^-	перманганат	сильная
H₂MnO₄	марганцовистая	(MnO₄) ^2-	манганат
HNO₂	азотистая	(NO₂)^-	нитрит
HNO₃	азотная	(NO₃)^-	нитрат	сильная
HPO₃	метафосфорная	(PO₃)^-	метафосфат
H₃PO₄	ортофосфорная	(PO₄)^3-	ортофосфат
H₃PO₃	фосфористая	(НPO₃)^2-	фосфит	двухосновная
H₂S	сероводородная	S^2-	сульфид
HSCN	родановодородная	(SCN)^2-	роданид
H₂SO₃	сернистая	(SO₃)^2-	сульфит
H₂SO₄	серная	(SO₄)^2-	сульфат	сильная
H₂S₂O₃	тиосерная	(S₂O₃)^2-	тиосульфат
H₂SiO₃	кремниевая	(SiO₃)^2-	силикат	твердая кислота

Кислородсодержащие кислоты имеют общую формулу H_xA_yO_z, где A_yO_z^х-– кислотный остаток, А – кислотообразующий элемент. В номенклатуре кислородсодержащих кислот используются как тривиальные, так и систематические названия. Последние полностью отражают состав соединения и даются по правилам составления названий комплексных соединений. Систематические названия рекомендуется давать лишь малораспространенным кислотам, образованным элементами с переменной степенью окисления. Например, H₆TeO₆ – гексаоксотеллурат (VI) водорода. В традиционных названиях для обозначения степени окисления элемента А применяют суффиксы:

Высшая или любая единственная степень окисления	-н-, -ов-, -ев-
Промежуточная степень окисления +5, +6	-новат-
Промежуточная степень окисления +3, +4	-(ов) ист-
Низшая степень окисления +1	-новатист-

Примеры:

HClO₄ – хлорная кислота;

HCIO₃ – хлорноватая кислота;

HClO₂ – хлористая кислота;

HClO – хлорноватистая кислота.

При взаимодействии между собой гидроксидов и оксидов, с различными кислотно-основными свойствами, образуются соли.

Соли по составу подразделяются на простые, двойные, смешанные и комплексные.

Двойные соли образованы двумя различными катионами и одним анионом. Например, NaAl(SO₄)₂– сульфат алюминия-натрия.

Смешанные соли образованы несколькими различными анионами (кислотными остатками) и одним катионом. Например, Ca(ClO)Cl – хлорид-гипохлорит кальция или хлорная известь.

Комплексные соли содержат в своем составе сложные комплексные ионы, которые в химических реакциях, процессах растворения, в структуре кристалла ведут себя как самостоятельные единицы. Например, K₄[Fe(CN)₆] - гексацианоферрат (II) калия диссоциирует в воде на ионы в соответствии с уравнением:

K₄[Fe(CN)₆] → 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4-.

Комплексный анион практически не диссоциирует в водном растворе, поэтому Fe²⁺ не обнаруживается качественными реакциями.

Простые соли по характеру замещения подразделяются на средние (нормальные), кислые и основные.

Средние соли, например, CuSO₄, Na₂CO₃ и другие, являются продуктами полного замещения ионов водорода в кислоте на другие катионы или продуктами полного замещения гидроксильных групп в основании на кислотные остатки.

Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ионов водорода в двух- или более основной кислоте на другие катионы. Кислые соли получаются при взаимодействии кислоты или кислотного оксида с недостатком основания, либо взаимодействием средней соли с кислотой или кислотным оксидом:

H₂SO₄ + КOH → КHSO₄ + H₂O;

CO₂ + NaOH → NaHCO₃;

Вa₃(PO₄)₂ + H₃PO₄→ 3 ВaHPO₄;

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂.

Так как в анионе кислой соли содержится подвижный водород, то она частично сохраняет свойства кислоты и может вступать в реакцию нейтрализации с основаниями:

NaHSO₄+ KOH = NaKSO₄+ H₂O.

Основные соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ОН – групп в многокислотных основаниях на кислотные остатки. Эти соли получаются при взаимодействии основания с недостатком кислоты или средней соли:

Ва(OH)₂ + HCl = ВаOHCl + H₂O;

CoCl₂ + КOH = CoOHCl¯ +КCl.

Так как в состав основных солей входят гидроксильные группы, то они могут взаимодействовать с кислотами с образованием средних солей. Таким образом, основные соли частично сохраняют свойства оснований:

MgOHCl + HCl = MgCl₂ + H₂O

Систематические названия солей связаны с систематическими названиями соответствующих кислот. Традиционные названия солей кислородсодержащих кислот составляются из названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном падеже. Название аниона включает корень русского или латинского названия кислотообразующего элемента с добавлением суффикса, соответствующего степени окисления элемента. При этом возможны следующие случаи:

- если кислотообразующий элемент имеет только одну степень окисления, то добавляется суффикс –ат (Na₂CO₃ – карбонат натрия);

- если кислотообразующий элемент имеет две степени окисления, то при высшей из них к корню добавляется суффикс –ат, а при низшей – -ит (CaSO₄ – сульфат кальция, Na₂SO₃ – cульфит натрия);

- если имеются анионы, отвечающие четырем степеням окисления кислотообразующего элемента, то для высшей степени окисления используется приставка пер- и суффикс -ат (КCl⁺⁷O₄ – перхлорат калия), затем суффикс –ат (KCl⁺⁵O₃ – хлорат калия), суффикс –ит (KCl⁺³O₂ – хлорит калия) и для наименьшей степени окисления – приставка гипо- и суффикс –ит (KCl⁺¹O – гипохлорит калия).

В названиях анионов солей бескислородных кислот используется суффикс –ид (K₂S – сульфид калия).

При построении традиционных названий кислых солей к названию аниона средней соли добавляется приставка гидро- и числовая греческая приставка, если число атомов водорода в анионе больше одного (Ca(H₂PO₄)₂ – дигидрофосфат кальция, Ca(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция).

Традиционные названия основных солей формируются при помощи приставки гидроксо- и при необходимости соответствующей числительной приставки ((CuOH)₂CO₃ – карбонат гидроксомеди (II)).