- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
Под комплексными соединениями (КС) понимают соединения, содержащие комплексный ион. В настоящее время интенсивно развивается изучение закономерностей КС, и большинство неорганических соединений относят к этому классу (особенно аквакомплексы). Такое соединение как Н2SO4 может из раствора выделен с 2Н2О, 5Н2О (аквакомплексы). Н2SO4 * 55Н2О. Поэтому водные растворы даже Н2SO4 рассматривают как КС.
КС представляют собой в общем сильные электролиты и способны диссоциировать по типу сильных электролитов. В этом случае комплексный ион выступает как единое целое в любых химических реакциях.Экспериментальные данные указывают на то, что комплексный ион имеет собственную диссоциацию. Собственная диссоциация комплексного иона протекает по типу слабых электролитов, а это значит что процесс диссоциации комплексного иона обратим:
[Cr3+(NO2)6]3- Cr3+ + 6NO2-
Крав = (СCr3+ * C6NO2) / (C[Cr(NO2)6]3-
При стандартных условиях выведенная const равновесия называется const нестойкости, величины которой даны в таблице.
Куст = 1 / Кнест = Кобр
Чем больше величина Кнест тем менее устойчивым является комплексный ион. Определить будет ли разрушатся аммиакатный комплексный Ag под действием КJ
Кнест = (СAg * C2NH3) / (C[Ag(NH3)2]+ 10-10
ПРAgJ 10-36
Сравнивая 2 величины можно сказать, что иодит Ag более устойчивое химическое соединение, поэтому вполне возможно при приливании KJ комплексный ион способен разрушаться. Это связано с тем, что минимальные концентрации свободного Ag в растворе позволяют связывать с йодом и реакции направлены в строну образования AgJ.
[Ag(NH3)2]Cl + KJ -> AgJ + KCl + 2NH3
Различают три типа КС:
1. Арцидокомплексы – лигандами являются анионы.
2. Аммиакатные комплесы - лигандами являются молекулы аммиака.
3. Аквакомплексы – очень важным в аквакомплексе является получение двух различных солей. Аквакомплексы очень неустойчивы. Кнест 10-3, поэтому в водных растворах они диссоциируют нацело.
FeSO4 * (NH4)2SO4 * 12H2O – соль Мора
(NH4)2[Fe2+(SO4)2] – дисульфатоферрат2аммония
(NH4)2[Fe(SO4)2] -> 2NH4+ + Fe2+ + 2SO42- + 12H2O
Литература:
Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С.Ахметов. – 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2000. – 743с.
Т.Браун. Химия – в центре наук / Браун.Т, Лемей Г.Ю. – М.: Мир, 1983. – тт. 1–2.
Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 2002.
Коровин Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.
Кузьменко Н.Е. Краткий курс химии / Н.Е. Кузьменко, В.В Еремин, В.А. Попков. – М.: Высшая школа , 2002. – 415 с.
Гликина Ф.Б. Химия комплексных соединений / Ф.Б. Гликина, Н.Г. Ключников. – М.: Высшая школа, 1982.
Зайцев, О.С. Общая химия. Строение веществ и химические реакции / О.С.Зайцев. – М.: Химия, 1990.
Карапетьянц, М.Х. Строение вещества / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 1981.