Неорганическая и аналитическая химия

НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ 

АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

АГРОНОМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ И АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Практикум

по выполнению лабораторных работ

и самостоятельных заданий

Новосибирск 2012

УДК 54 (075)
ББК 24, я73
Н 526

Рецензенты: д-р хим. наук В. Г. Пономарева, 
 
канд. хим. наук Л.И Афонина

Составитель канд. хим. наук, доц. Г. А. Маринкина

Неорганическая и аналитическая химия: практикум / Новосиб. 

гос. аграр. ун-т. Агроном. фак.; сост.: Г. А. Маринкина. – Новосибирск, 
2012. – 113 с.

Практикум составлен по основным разделам дисциплины «Не
органическая и аналитическая химия» в соответствии с ФГОС и учебным планом по направлениям подготовки: 110100.62 – Агрохимия 
и агропочвоведение, 110400.62 – Агрономия, 250100.62 – Лесное дело, 
280100.62 – Природообустройство и водопользование, 250700.62 – 
Ландшафтная архитектура.

Предназначен для студентов 1-го курса агрономического факульте
та НГАУ.

Утвержден и рекомендован к изданию учебно-методической комис
сией агрономического факультета (протокол № 3 от 10 марта 2012 г).

© Новосибирский государственный аграрный университет, 2012

ПРЕДИСЛОВИЕ

Практикум по неорганической и аналитической хи
мии – один из первых лабораторных практикумом в вузе, 
при работе с которым будущий специалист приобретает 
навыки лабораторного эксперимента вообще и химического – в частности. В этом смысле практикум по нашей 
дисциплине – важный этап подготовки к работе в других 
лабораториях (агрохимии, почвоведения, микробиологии, 
химической защиты и т. д.).

Цель практикума – привить навыки выполнения эле
ментарных лабораторных операций, лаконичной записи наблюдений, обработки результатов в виде таблиц и графиков, 
использования табличных и справочных материалов, анализа и обобщения результатов на основе опытов, конкретного 
восприятия понятий «вещество», «химическая реакция», 
проверить опытным путем действия некоторых химических 
закономерностей, способствуя тем самым более глубокому 
пониманию и освоению предмета.

Важно, чтобы студенты понимали, что достижение 

этих целей возможно лишь при условии активного участия 
в процессе обучения и работы, как можно большей самостоятельности, инициативы, как при подготовке, так и при 
выполнении работ.

СТРУКТУРА И СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ

Наименование разделов

и тем

Количество часов

Форма 

текущего 
контроля

лекции

ЛР
ПЗ

сам.

работа

всего

по 
теме

1
2
3
4
5
6

ВВЕДЕНИЕ. Основные понятия 
и законы химии. Химические системы

2
2
4
КР или

тестировние

РАЗДЕЛ 1. Энергетика химических процессов

Тема 1.1. Химическая термодинамика, основные понятия
2
2
4
8
КР или

тестировние

Тема 1.2. Энергетика химических 
процессов. Скорость реакции и методы ее регулирования. Катализаторы и каталитические процессы

4
6
4
14
КР или

тестировние

РАЗДЕЛ 2. Строение атома и Периодическая система элементов

Тема 2.1. Строение атома. Основные понятия квантовой теории
2
2
4
8
КР или

тестировние

Тема 2.2. Химическая связь. Комплиментарность. Химическая 
идентификация

2
2
4
8
КР или

тестировние

Тема 2.3. Периодический закон. 
Периодическая система элементов 
Д. И. Менделеева

2
2
4
8
КР или

тестировние

РАЗДЕЛ 3. Кислотно-основные и окислительно
восстановительные свойства элементов

Тема 3.1. Способы выражения концентрации растворов
2
6
6
14
КР или

тестировние

Тема 3.2. Растворы электролитов. 
Ионные равновесия и обменные 
реакции в растворах электролитов. 
Реакционная способность веществ

2
6
4
12
КР или

тестировние

Тема 3.3. Ионное произведение 
воды. Гидролиз солей. Кислотноосновные свойства веществ

2
4
6
12
КР или

тестировние

Тема 3.4. Окислительно-восстановительные свойства веществ. Окислительно-восстановительные реакции с точки зрения строения атома

2
4
4
10
КР или

тестировние

1
2
3
4
5
6

Тема 3.5. Комплексообразование 
и комплексные соединения
2
2
6
10
КР или

тестировние

РАЗДЕЛ 4. Химия элементов

Тема 4.1. Химия неметаллов. Водород. Вода. Элементы VIIA группы
2
6
8
КР или

тестировние

Тема 4.2. Химия неметаллов. Элементы VIА группы
6
6
КР или

тестировние

Тема 4.3. Химия металлов
(s и d элементы)

КР или

тестировние

Тема 4.4. Органогенные и биогенные элементы

КР или

тестировние

РАЗДЕЛ 5. Аналитическая химия. 

Качественный и количественный анализ

Тема 5.1. Основы аналитической 
химии. Качественный анализ. Химическая идентификация

2
4
6
12
КР или

тестировние

Тема 5.2. Количественный анализ. 
Метод нейтрализациии
2
4
4
10
КР или

тестировние

Тема 5.3. Метод перманганатометрии
2
4
4
10
КР или

тестировние

Тема 5.4. Метод трилонометрии. 
Значение аналитической химии
2
4
4
8
КР или

тестировние

Итого
36
52
92
180

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН 

ПО ДИСЦИПЛИНЕ И ОЦЕНКА ЗАНЯТИЙ 
ПО БАЛЛЬНО-РЕЙТИНГОВОЙ СИСТЕМЕ

№ 
п/п
Тема занятия
Кол-во
часов

Максимальное
кол-во баллов

1

Основные понятия и законы химии. 
Основные классы неорганических 
соединений

4
10

2

Расчет эквивалентов и молярной 
массы эквивалентов элементов и их 
соединений

4
10

3
Строение атома и химическая связь
4
10

4
Окислительно-восстановительные 
реакции

4
10

5
Растворы. Способы выражения 
концентраций растворов

4
10

6

Химическая кинетика. Зависимость 
скорости реакции от концентрации 
и температуры

4
10

7

Химическое равновесие. 
Константы равновесия гомогенных 
и гетерогенных реакций

4
10

8
Электролитическая диссоциация
4
10

9
Гидролиз солей
4
10

10
Аналитическая химия. 
Качественный анализ

4
10

11
Метод нейтрализации
4
10

12
Метод перманганатометрии
4
10

13
Коллоквиум по количественному 
анализу

4
10

ИТОГО
52
130

I. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Практическое занятие № 1. 

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

План темы

1. Основные понятия:

а)  элемент, атом, молекула, ион, радикал, простое 

и сложное вещество;

б)  относительная атомная и молекулярная масса, 

моль, молярная масса и масса вещества, их связь, 
единицы измерения всех величин;

в)  ковалентность и степень окисления, формулы эм
пирические и молекулярные, структурные и графические, определение ковалентности и степени 
окисления по формулам.

2. Основные законы химии:

а)  закон сохранения массы веществ, расчеты по хими
ческим уравнениям;

б) закон постоянства состава, расчеты по формулам;
в) закон кратных отношений;
г)  закон Авогадро, молярный объем газообразных ве
ществ;

д) закон эквивалентов.

Стехиометрические расчеты

Стехиометрическими расчетами называют нахождение 

значений количеств, масс и объемов веществ (реагентов 
и продуктов), участвующих в химических реакциях. Количество вещества В (nВ) и масса этого вещества (mВ) связаны 
между собой соотношением

nB=

B

B
M
m ,

где МВ–  молярная масса данного вещества. Единица 

количества вещества – моль.

Для газов количество вещества (nВ) и объем газа (VB)

связаны соотношением:

в
в
М

V
n
V
,

где VM –  молярный объем газа, л/моль. При нормальных ус
ловиях (н. у.) VM=22,4 л/моль.

Зависимость между объемом газа, давлением и темпе
ратурой выражают уравнением:

0

0
0
T
V
P
T
PV
,

где P, V – давление и объем газа при температуре Т;
 
P0 ,V0 –  давление и объем газа при нормальных условиях 

(P0 = 101,3 кПа, Т0 = 273 К).

Уравнение Менделеева-Клайперона связывает массу (m, 

г, кг), температуру (Т, К), давление (Р, Па) и объем (V, м3, л) 
газа с его молярной массой (М, кг/кмоль, г/моль):

PV  = 
nRT
PV
M
mRT
;
,

где R –  универсальная газовая постоянная, равная 8,314 

Дж/моль К.

Один моль любого газообразного вещества содержит 

6,02.1023 частиц (число Авогадро).

Для необратимой химической реакции:

аА + вВ = сС + dD

Количества веществ, вступивших в реакцию реагентов 

и образовавшихся продуктов, пропорциональны стехиометрическим коэффициентам:

d
nD
c
nC
в
nB
a
nA
Если известно количество одного из веществ-участни
ков реакции, то приведенное выражение позволяет рассчитать количества всех остальных веществ, а следовательно, 
их массы и объемы.

Указанные параметры укладываются в схему:
имеет массу  
содержит  
занимает при н. у.

 
1моль → МВ → 6,02 ∙ 1023 → объем 22,4 л

 
частиц  
(для газов)

Эту схему удобно использовать для составления про
порций при расчетах.

Методические указания к решению типовых задач
Пример 1. Рассчитать, сколько моль содержится в 100 г 

N2, M (N2)= 28 г/моль.

Пропорция имеет вид:
из условия: х моль − 100 г
из схемы: 1 моль – 28 г

х = 100 1
3 57
28
,
моль

Пример 2. Рассчитать, сколько молекул в 100 г N2.
Из условия: х молекул – 100 г
из схемы: 6,02 ∙ 1023  молекул – 28 г

х = 

24
23
10
15
,
2
28
100
10
02
,
6
Обратить внимание на соответствие единиц измерения 

составляемых пропорций («по вертикали»).

Задачи можно решать, используя приведенные зависи
мости (формулы).

Пример 3. Рассчитать объем, который займет аммиак 

массой 51 г при температуре 200С и давлении 250 кПа.

Решение.
1. Определить количество вещества аммиака:

n (NH3) = 
)
(
)
(

3

3
NH
M
NH
m
 n (NH3) = 51
3
17 моль

М (NH3) = 17 г/моль
2. Определить объем аммиака при н. у.
V0 (NH3) = n (NH3) ∙Vm; V0 (NH3) = 3 ∙ 22,4 = 67,2 л

3.  Привести объем аммиака к данным условиям, исполь
зуя выражения 

0

0
0
T
V
P
T
PV
, V = 

0

0
0
PT
T
V
P
.

T = 273 + 20 = 293K;

V (NH3) = 101 3 293 67 2
29 2
250 273
,
,
,
л.

Вопросы для самостоятельной работы

1. Приведите значение молярной массы хлора, фосфор
ной кислоты, хлорида натрия, оксида хрома (III).

2. Рассчитайте массу 0,5 моль воды, 3 моль кислорода.
3. Рассчитайте число моль, которое содержится в 64 г 

кислорода.

4. Рассчитайте число атомов, молекул и ионов, которое 

содержится соответственно в 1 моле алюминия, 2 молях 
воды, 0,1 моля ионов Zn2+.

5. Рассчитайте массовую долю (%) каждого элемента, 

входящего в состав KClO4, KMnO4, Na3PO4.

6. Рассчитайте массовую долю (%) элементов в соеди
нениях: Al2O3; H2SO4, Na2CO3, составьте их графические 
формулы.

7. Вычислите объём 3 молей аммиака, 0,1 моля серово
дорода.

Рассчитайте массу углерода, водорода и кислорода 

в 50 г С6Н12О6.

8. Определите объём оксида серы (IV), который выде
лится при сгорании 1 кг серы (н. у.).

9. Вычислите количество вещества молекулярного азо
та, которое находится в данном объеме, если он содержит: 
а) 2,4·1022; б) 12,04·1018 молекул.

10. Определите количество вещества оксида углерода 

(IV), занимающего объём 1,12 л, и число молекул данного 
газа в этом объеме при н. у.