100 баллов по химии. Теория и практика. Задачи и упражнения
Покупка
Тематика:
Химия
Издательство:
Лаборатория знаний
Авторы:
Белавин Иван Юрьевич, Бесова Елена Александровна, Калашникова Наталья Андреевна, Негребецкий Вадим Витальевич, Семенова Наталия Сергеевна, Сергеева Валентина Петровна
Год издания: 2021
Кол-во страниц: 483
Дополнительно
Вид издания:
Учебное пособие
Уровень образования:
Среднее профессиональное образование
ISBN: 978-5-00101-412-6
Артикул: 796560.01.99
В пособии, подготовленном сотрудниками кафедры химии РНИМУ им. Н. И. Пирогова, ведущего медицинского вуза страны, рассмотрены все разделы школьного курса химии. Каждый раздел состоит из теоретического введения, типовых задач и примеров их решения, в комплексе позволяющих повысить уровень своих знаний в области химии и получить высокий балл на выпускном экзамене для поступления на химические, биологические и медицинские факультеты вузов. Книга ориентирована на учащихся старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, гимназий, поступающих в вузы, студентов колледжей, слушателей химических школ и подготовительных курсов, а также преподавателей химии для подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ и участию в олимпиадах по химии.
Тематика:
ББК:
УДК:
ОКСО:
- Среднее профессиональное образование
- 00.02.24: Химия
- ВО - Бакалавриат
- 04.03.01: Химия
ГРНТИ:
Скопировать запись
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов.
Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в
ридер.
баллов по химии Теория и практика Задачи и упражнения Москва Лаборатория знаний 2021 Под редакцией профессора РАН, доктора химических наук В. В. Негребецкого Электронное издание ХИМИЯ
УДК 54 (076) ББК 24я721 Б43 А в т о р ы: И. Ю. Белавин, Е. А. Бесова, Н. А. Калашникова, В. В. Негребецкий, Н. С. Семенова, В. П. Сергеева Б43 100 баллов по химии. Теория и практика. Задачи и упражнения : учебное пособие / И. Ю. Белавин [и др.] ; под ред. В. В. Негребецкого. — Электрон. изд. — М. : Лаборатория знаний, 2021. — 483 с. — Систем. требования: Adobe Reader XI ; экран 10". — Загл. с титул. экрана. — Текст : электронный. ISBN 978-5-00101-412-6 В пособии, подготовленном сотрудниками кафедры химии РНИМУ им. Н. И. Пирогова, ведущего медицинского вуза страны, рассмотрены все разделы школьного курса химии. Каждый раздел состоит из теоретического введения, типовых задач и примеров их решения, в комплексе позволяющих повысить уровень своих знаний в области химии и получить высокий балл на выпускном экзамене для поступления на химические, биологические и медицинские факультеты вузов. Книга ориентирована на учащихся старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лице- ев, гимназий, поступающих в вузы, студентов колледжей, слушателей химических школ и подготовительных курсов, а также преподавателей химии для подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ и участию в олимпиадах по химии. УДК 54 (076) ББК 24я721 Деривативное издание на основе печатного аналога: 100 бал- лов по химии. Теория и практика. Задачи и упражнения : учебное пособие / И. Ю. Белавин [и др.] ; под ред. В. В. Негре- бецкого. — М. : Лаборатория знаний, 2021. — 480 с. : ил. — ISBN 978-5-00101-319-8. В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений, установленных техническими средствами защиты авторских прав, правообладатель вправе требовать от нарушителя возмещения убытков или выплаты компенсации ISBN 978-5-00101-412-6 © Лаборатория знаний, 2021
ПРЕДИСЛОВИЕ Предлагаемый вашему вниманию комплект пособий подготовлен высококвалифицированными специалистами, сотрудниками кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета ( РНИМУ) им. Н. И. Пирогова, профессорами, доцентами и старшими преподавателями, имеющими многолетний опыт преподавания химии учащимся медико-биологических классов лицеев, ассоциированных с РНИМУ, а также подготовки и проведения вступительных экзаменов по химии. Данное издание основано на вышедшем в 2018 г. и к настоящему времени выдержавшим четыре переиздания однотомнике «100 баллов по химии. Полный курс для поступающих в вузы», которое получило заслуженное признание у читателей. При подготовке пособия авторы старались дать в максимально доступной для восприятия форме полный объем материала по химии, изучаемого в средней школе, дополнив его современными теоретическими воззрениями. Пособие состоит из четырех частей: часть I — «Общая химия»; часть II — «Химия элементов»; часть III — «Органическая химия»; в части IV приведены необходимые материалы для усвоения матери- ала (Периодическая таблица химических элементов Д. И. Менделеева, таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде, краткие сведения о важнейших природных соединениях и основных химических производствах, таблицы с качественными реакциями на ионы и на органические вещества). Каждая тема пособия начинается с краткого теоретического введения, затем приводятся примеры решения как типовых задач, так и задач повышенной сложности, ориентированных на подготовку к олимпиадам различного уровня сложности. Далее предлагаются задания (задачи и упражнения) для самостоятельного решения обучающимися. Для заданий, требующих вычислений, приведены ответы. Настоящее издание пособия существенно переработано по сравнению с предыдущим. Расширена теоретическая часть, увеличено число задач для самостоятельного решения. Задания ЕГЭ выделены в отдельный сборник, издаваемый одновременно с настоящим пособием, они также значительно расширены и дополнены. В дополнение готовится к печати издание известного многим преподавателям и репетиторам обновленного задачника И. Ю. Белавина, в котором разбираются задачи базового и олимпиадного уровней сложности. Книга предназначена поступающим в вузы, учащимся старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, гимназий, студентам колледжей, слушателям и курсантам химических школ и подготовительных курсов, а также преподавателям химии для подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ, письменного или устного экзамена и участию в олимпиадах по химии. Компактный формат книги позволяет рекомендовать ее студентам первых курсов вузов для совершенствования базовых знаний по школьному курсу химии. Авторы выражают признательность всем своим коллегам, сотрудни- кам кафедры химии РНИМУ им. Н. И. Пирогова за помощь в подготовке издания. Замечания и предложения для дальнейшей переработки книги можно направлять на адрес: negrebetsky1@rsmu.ru.
ОБ АВТОРАХ Негребецкий Вадим Витальевич — профессор РАН, доктор химических наук, заведующий кафедрой химии, заведующий отделом медицин- ской химии и токсикологии НИИ трансляционной медицины Россий- ского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова. Лауреат Государственной премии Российской Федерации, лауреат премии Европейской академии. Белавин Иван Юрьевич — кандидат химических наук, доцент, профессор кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова. Автор научного открытия « Явление элементотропной таутомерии в кето-енольных системах». Бесова Елена Александровна — кандидат химических наук, доцент кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова. Калашникова Наталия Андреевна — кандидат химических наук, доцент кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова. Семенова Наталья Сергеевна — кандидат химических наук, доцент кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова. Сергеева Валентина Петровна — старший преподаватель кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова.
ЧАСТЬ I ОБЩАЯ ХИМИЯ
Глава 1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ 1.1. Основные положения атомно-молекулярного учения Современное состояние атомно-молекулярного учения кратко может быть суммировано в следующих тезисах: 1. Все вещества состоят из атомов. Атомы одного вида отличаются от атомов другого вида массой и свойствами. 2. Атомы могут объединяться в молекулы. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении, скорость которого возрастает с ростом температуры. 3. Существуют вещества с молекулярным и немолекулярным стро- ением. 4. У веществ с молекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллической решетки находятся молекулы (например, Н2О, С6Н12О6). 5. У веществ с немолекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллической решетки находятся атомы или ионы (например, алмаз, металлы, NaCl). 6. Молекулы отделены друг от друга; степень удаленности зависит от агрегатного состояния вещества и от температуры. 7. Между молекулами существуют силы притяжения и отталкивания. 8. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химиче- ских явлениях, как правило, разрушаются или изменяются. Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества; он состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро состоит из положительно заряженных нуклонов (протонов) и не имеющих электрический заряд нуклонов (нейтронов). Заряд протона равен заряду электрона, но противопо- ложен ему по знаку. Масса протона приблизительно равна массе нейтрона, а масса электрона составляет приблизительно 1 2000 от массы протона. Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый элемент имеет свой символ. Атомный номер элемента (номер элемента в Периодической системе) равен числу протонов в ядре атома этого элемента. Изотопы — разновидности атомов одного элемента, различаю- щиеся числом нейтронов в ядре и, следовательно, массой. Массовое число изотопа — сумма числа протонов и нейтронов в ядре: A = Z + N, где A — массовое число; Z — число протонов; N — число нейтронов. Например, 35 17Cl — изотоп хлора с массовым числом 35, число протонов у него равно 17, число нейтронов 35 − 17 = 18.
1.1. Основные положения атомно-молекулярного учения 7 Водород — единственный элемент в Периодической системе хи- мических элементов, изотопы которого имеют свое название и обозначение: 1 1H (H) — протий; 2 1H (D) — дейтерий; 3 1H (T) — тритий. Если элемент представляет собой смесь изотопов, то атомная масса элемента равна среднему значению масс всех его природных изотопов с учетом их распространенности. Так, природный хлор состоит на 75% из изотопов 35Cl и на 25% из изотопов 37Cl. Его относительную атомную массу можно рассчитать следующим образом: Ar = 0,75 · 35 + 0,25 · 37 = 35,5. Изобары — атомы разных элементов, имеющие одинаковые мас- совые числа, а следовательно, разное число протонов и нейтронов в ядре, например 14N и 14C. Молекула — мельчайшая электронейтральная частица вещества, сохраняющая его состав и химические свойства. Молекула простого вещества (гомоядерная молекула) состоит из атомов одного химического элемента (H2, P4). Простые вещества считают формой существования химических элементов в свободном виде. Один и тот же химический элемент может образовывать несколько простых веществ (явление аллотропия), являющих- ся аллотропными модификациями. Аллотропия может быть обусловлена либо различным составом молекул (O2 и O3), либо различным типом кристаллической решетки (алмаз и графит). Аллотропные модификации различаются по своим физическим свойствам и химической активности и могут переходить друг в друга. Простых веществ больше, чем химических элементов. Молекула сложного вещества состоит из атомов разных элементов (H2O, CH3COOH). Ион — частица, состоящая из одного или нескольких атомов, имеющая электрический заряд. Положительно заряженные ионы — катионы, отрицательно заряженные — анионы. Существуют так- же диполярные ионы — электронейтральные частицы, в которых отрицательный и положительные заряды компенсируют друг друга (+NH3CH2COO−). Количество вещества (n) — физическая величина, характери- зующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся в веществе. Моль — единица измерения количества вещества. Моль содержит столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов, формульных единиц и др.), сколько атомов углерода содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12C. Это число равно 6,02 · 1023 и называется числом Авогадро (NA). Атомная единица массы (а. е. м. или дальтон — Да) — 1 12 массы атома изотопа углерода 12C. 1 а. е. м. = 1,66 · 10−27 кг. Относительная атомная масса (Ar) — масса атома в а. е. м., равная отношению средней массы атома естественного изотопного состава данного элемента к атомной единице массы.
Глава 1. Основные понятия и законы химии Относительная молекулярная масса (Mr) — масса молекулы в а. е. м., равная отношению средней массы молекулы данного вещества к атомной единице массы. Молярная масса (M, г/моль) — масса 1 моль вещества, выра- женная в граммах. M численно равна Ar или Mr. Закон постоянства состава вещества (Ж. Пруст): всякое химически чистое вещество молекулярного строения имеет постоян- ный качественный и количественный состав независимо от способа его получения. Для веществ немолекулярного строения возможны незначительные отклонения от этого закона. Закон сохранения массы (Ломоносов—Лавуазье): масса ве- ществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в этой реакции. Закон Авогадро: равные объемы различных газов при одинако- вых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число молекул. Следствия из закона Авогадро 1. Один моль любого газа занимает одинаковый объем при одинако- вых условиях. Этот объем называется молярным объемом (VM). При нормальных условиях (0 ◦C = 273 K, 101,325 кПа = 1 атм) VM = 22,4 л/моль. Молярный объем при условиях, отличающихся от нормальных, можно вычислить по уравнению Менделеева— Клапейрона: p · V = n · R · T, где R — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль · K). 2. Молярная масса любого газа при нормальных условиях может быть рассчитана по формуле M = ρ · 22,4. Здесь ρ — абсолютная плотность газа при нормальных условиях ( г/л). 3. Отношение абсолютных плотностей двух газов называется относительной плотностью (D) первого газа (1) по второму (2) и равно отношению их молярных масс (M): D2(1) = M1 M2 . Например, для данного газа DН2(газа) = M(газа) M(Н2) ; M(газа) = DН2(газа) · 2 = DN2(газа) · 28 = = DO2(газа) · 32 = Dвозд.(газа) · 29. Запишем основные расчетные соотношения, используемые при решении задач: m = n · M [г]; n = m M [моль]; M = m n [г/моль]. NA = 6,023 · 1023 [моль−1]; N (число частиц) = n · NA.
1.1. Основные положения атомно-молекулярного учения 9 m(атома или молекулы) = M/NA. n(элемента в веществе) = n(вещества) · индекс элемента. Примеры решения задач Пример 1. Плотность газа при н. у. составляет 3,615 г/л. Определите молярную массу газа и его относительную плотность по водороду и по воздуху. Решение: Находим молярную массу газа: M(газа) = ρ(н. у.) · 22,4 = 3,615 · 22,4 = 81 г/моль. Находим плотность по водороду и по воздуху: DH2(газа) = M(газа) MН2 = 81 2 = 40,5; Dвозд.(газа) = M(газа) M(возд.) = 81 29 = 2,71. Пример 2. Какое количество вещества магния и сколько атомов магния содержится в образце чистого магния массой 6 г? Какова масса одного атома магния? Решение: n(Mg) = m M = 6 24 = 0,25 моль; N(атомов Mg) = nNA = 0,25 · 6,023 · 1023 = 1,506 · 1023 атомов; m(атома Mg) = M NA = 24 6,023 · 1023 = 3,985 · 10−23 г*). Пример 3. Какие количества вещества сульфата натрия, атомов натрия, атомов серы и атомов кислорода содержатся в 71 г сульфата натрия? Решение: M(Na2SO4) = 2 · M(Na) + M(S) + 4 · M(O) = 2 · 23 + 32 + 4 · 16 = = 142 г/моль. n(Na2SO4) = m M = 71 142 = 0,5 моль. 1 моль Na2SO4 содержит 2 моль атомов натрия, 1 моль атомов серы и 4 моль атомов кислорода, следовательно: n(Na) = 2 · n(Na2SO4) = 2 · 0,5 = 1 моль; n(S) = n(Na2SO4) = 0,5 моль; n(O) = 4 · n(Na2SO4) = 4 · 0,5 = 2 моль. Задачи и упражнения для самостоятельного решения 1. Рассчитайте количества вещества и массу сульфата железа(II) и воды в 222,4 г железного купороса (FeSO4 · 7H2O). Ответ. 0,8 моль, 5,6 моль; 121,6 г, 100,8 г. *) Примечание: расчеты рекомендуется производить с точностью, по меньшей мере, до трех значащих цифр. В тех случаях, когда в условии задачи исходные числовые данные приведены с большей точностью, лучше придерживаться такой же точности, что и в условии задачи. При округлении придерживаются правила: если следующая значащая цифра меньше пяти, то ее отбрасывают, а если больше, то предыдущую увеличивают на единицу. Примеры: 0,32653 ≈ 0,327; 0,04741 ≈ 0,0474.
Глава 1. Основные понятия и законы химии 2. Масса 0,15 моль кристаллической серы (S (кр)) равна 38,4 г. Определите массу одной молекулы и число атомов в одной молекуле S (кр). Ответ. 4,25 · 10−22 г; 8 атомов. 3. Рассчитайте массу 26,88 л (н. у.) кислорода (O2). Ответ. 38,4 г. 4. Вычислите, какой объем при н. у. занимает: а) 0,5 моль водорода; б) 0,25 моль гелия; в) 0,5 кмоль хлора; г) 100 ммоль кислорода. Ответ. а) 11,2 л; б) 5,6 л; в) 11 200 л; г) 2,24 л. 5. Рассчитайте объем при н. у.: а) 1 кг водорода; б) 11 г углекислого газа; в) 3,01 · 1023 молекул метана. Ответ. а) 11200 л; б) 5,6 л; в) 11,2 л. 6. Определите молярную массу газов, если: а) масса 1 л газа (н. у.) равна 1,25 г; б) масса 300 мл газа (н.у.) равна 0,857 г. Предложите возможные формулы газов. Ответ. а) 28 г/моль, СО, или N2, или С2Н4; б) 64 г/моль, SO2. 7. Серная кислота какой массы содержит такое же количество вещества, что и: а) 4 мг гидроксида натрия; б) 4,4 кг углекислого газа; в) 2,12 г карбоната натрия? Ответ. а) 0,0098 г; б) 9800 г; в) 1,96 г. 8. В каком объеме метана (н. у.) содержится столько же электронов, сколько их содержится в 5,6 г железа? Ответ. В 5,824 л. 9. Сравните число молекул: а) в 1 г водорода и 1 г кислорода; б) в 1 л водорода и 1 л кислорода; в) в 1 моль водорода и 1 моль кислорода. Ответ. а) 16 : 1; б) равно; в) равно. 10. Этан какой массы будет содержать 1,204 · 1022 молекул? Ответ. 0,6 г. 1.2. Массовая доля элемента в химическом соединении или в смеси Массовая доля элемента вычисляется по следующим формулам: • для смеси ω = m (элемента) m (смеси) ; ω% = ω · 100; • для химического соединения AxByCz ω (А) = x · M(A) M(AxByCz) ; ω (В) = y · M (В) M(AxByCz) ; ω (С) = z · M (С) M(AxByCz) . Массовая доля измеряется в долях единицы. В ответах она дается, как правило, в процентах (%). Переход от процентов к долям единицы осуществляется делением на 100. Примеры решения задач Пример 1. Вычислите массовую долю азота как элемента в смеси, содержащей 1,5 моль азота и 0,5 моль аммиака. Решение: m(N2) = n(N2) · M(N2) = 1,5 · 28 = 42 г; m(NH3) = n(NH3) · M(NH3) = 0,5 · 17 = 8,5 г;