- •15.03.04 (220700.62) «Автоматизация технологических процессов и производств», 09.03.01 (230100.62) «Информатика и вычислительная техника»
- •Классы и номенклатура химических неорганических соединений………………………………………………………………………….3
- •2. Электронная структура атомов и периодическая система элементов………………………………………………………………………………...….9
- •1. Классы и номенклатура химических неорганических соединений
- •1.1. Основные понятия
- •1.2. КлассификациЯ неорганических веществ
- •1.3. Бинарные соединения
- •1.4. Многоэлементные соединения
- •1.4.1. Кислоты
- •1.4.2.Основания
- •1.4.3. Соли
- •1.5. Способы получения химических соединений
- •1.5.2. Способы получения кислот
- •1.5.3. Способы получения солей
- •2. Электронная структура атомов и периодическая система элементов
- •2.1. Строение атома
- •Ядро и электронная оболочка атома
- •2.1.2. Строение ядра атома
- •2.1.3.Нуклиды, изотопы, массовое число
- •Строение электронной оболочки атома. Энергетические уровни
- •2.2. Квантово - механическое объяснение строения атома
- •2.2.1. Орбитальная модель атома
- •2.2.2. Орбитали с s, p , d - и f -электронами
- •Энергетические уровни, подуровни и орбитали многоэлектронного атома
- •2.3. Периодический закон и Периодическая система элементов
- •3. Химическая связь и химические соединения
- •4.Классификация химических реакций
- •4.1.Ионные реакции
- •4.2. Окислительно-восстановительные реакции.
- •4.2.1. Основные понятия и определения
- •4.2.2. Важнейшие окислители.
- •2) Кислоты и их соли.
- •4.2.3. Окислительно-восстановительная двойственность
- •4.2.4. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Растворы.
- •Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.
- •6. Химическая термодинамика и химическая кинетика.
- •6.1. Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •6.2. Второе начало термодинамики. Энтропия
- •6.3. Энергия гиббса. Направление процесса
- •7. Электрохимия
- •Электродные потенциалы
- •7.2. Гальванические элементы
- •Aox и a red — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции
- •7.3. Электролиз. Различие гальванического элемента и электролизера
- •7.4. Электролиз в водном растворе
- •Коллоидная химия
- •8.1. Дисперсные системы
- •Классификация дисперсных систем в зависимости от размера частиц дисперсной фазы
- •2) Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсионной среды и дисперсной фазы.
- •Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы.
- •8.2. Лиофильные и лиофобные системы
- •8.3.Суспензии, золи. Гели
- •8.4. Методы исследования дисперсных систем
- •9. Высокомолекулярные соединния
- •Природные полимеры
- •Физические состояния полимеров
1.4.2.Основания
С точки зрения теории электролитической диссоциации,
основания – это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид-ионов ОH-.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:
Основание Катион основания + Гидроксид-ион
Пример.
Na(OH) Na+ + OH- .
Наиболее характерное свойство – их способность реагировать с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Примеры.
KOH+ HCl = KCl + H2O.
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O.
Основания можно классифицировать :
1) по силе -сильные (все щелочи),
-слабые (Cu(OH)2, Fe(OH)2);
2) по кислотности –однокислотные (LiOH, KOH),
- двухкислотные (Ва(OH)2, Fe(OH)2) и т.д.
1.4.3. Соли
С точки зрения теории электролитической диссоциации,
соли – это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:
Соль Катион основания + Анион кислотного остатка
Примеры.
Cr2(SO4 )3 2Cr3+ + 3SO42-.
NH4NO3 NH4+ + NO3-.
Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов ( или группы атомов, например NH4) или как продукты замещения гидроксогрупп в основании кислотными остатками.
Классификация солей
Средние (или нормальные) соли – получаются при полном замещении (атомов водорода в кислоте атомами металлов или гидроксогрупп в основании кислотными остатками).
Пример.
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 +2H2O.
CaSO4 (сульфат кальция)- нормальная соль.
Кислые соли - получаются при неполном замещении атомов водорода в кислоте.
Пример.
KOH + H2SO4 = KH SO4 + H2O.
KH SO4 (гидросульфат калия) – кислая соль.
Кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна или больше двух.
Основные соли – получаются при неполном замещении гидроксогрупп основания.
Пример.
Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O.
Mg(OH)Cl (хлорид гидроксомагния) – основная соль.
Основные соли могут быть образованы только основаниями, содержащими не менее двух гидроксогрупп.
Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называют двойными солями.
Пример: сульфат калия-алюминия KAl(SO4 )2*12H2O.
Соли, образованные одним металлом и двумя кислотами называют смешанными солями.
Пример: хлорид-гипохлорит кальция СaCl(OCl) (или CaOCl2)– кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HOCl) кислот.
1.5. Способы получения химических соединений
1.5.1. .СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ
1)Получение щелочей:
1) Металл + вода 2Na+2H2O=2NaOH+H2.
Ba+2H2O=2Ba(OH)2+H2.
2) Оксид + вода Li2O+H2O=2LiOH.
CaO + 2H2O=2Ca(OH)2.
3) Электролиз водных NaCl Na+ + Cl-.
растворов солей щелочных
металлов
2) Получение нерастворимых в воде оснований:
Соль + щелочь CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2 +Na2 SO4,
Cu2+ + 2OH- =Cu(OH)2.
FeCl2+2KOH=Fe(OH)2 +2KCl,
Fe2+ + 2OH- =Fe(OH)2.
________________________________________________
Исключение: Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+Ca(CO)3 .