- •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
2.Окислители и восстановители
Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, так как их атомы способны лишь принимать электроны: сера в СО = +6 (Н2SO4), азот +5 (HNO3 и нитраты), марганец +7 (перманганаты), хром +6 (хроматы и дихроматы), свинец +4 (PbO2) и др.
Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, поскольку их атомы способны лишь отдавать электроны: сера в СО = -2 (H2S и сульфиды), азот -3 (NH3 и его производные), иод -1 (HI и иодиды) и др.
Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать и отдавать электроны, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции.
Представим наиболее важные окислители и восстановители.
1)Окислители
1. Окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F2, Cl2, Br2, I2, O2) в элементарном состоянии. Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают СО = -1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают:
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
4Cl2 + H2S + 4H2O = 8HCl + H2SO4
I2 + H2S = 2HI + S
Кислород, восстанавливаясь, переходит в состояние окисленности -2 (H2O или ОН-):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
4FeSO4 + O2 + 2H2O = 4(FeOH)SO4
2. Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, концентрированная H2SO4, НNО3 и нитраты, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.
Перманганат калия, проявляя окислительные свойства за счет Mn(VII), восстанавливается до разных продуктов в зависимости от кислотности среды: в кислой среде – до Mn2+ , в нейтральной и слабощелочной – до MnО2 (СО = +4), в сильнощелочной – до манганат-иона MnО42- (СО = +6):
5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3K2SO4 + 2MnО2 + 2KOH
K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = K2SO4 + 2KMnO4 + H2O
Хромат и дихромат калия выступают в роли окислителей в кислой среде, восстанавливаясь до иона Cr3+ . Поскольку в кислой среде равновесие
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
смещено вправо, то окислителем служит ион Cr2O72-:
K2Cr2O + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O
Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в степени окисления +6, которая может восстанавливаться до степени окисления +4 (SО2), 0 (S) или -2 (Н2S). Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя, а также соотношением количеств восстановителя и серной кислоты, концентрацией кислоты и температурой системы. Чем активнее восстановитель и выше концентрация кислоты, тем более глубоко протекает восстановление. Так, малоактивные металлы (Cu, Sb и др.), а также бромоводород и некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO2:
Cu + 2H2SO4 = СuSO4 + SO2 + 2H2O
2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
C(уголь) + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
Активные металлы (Mg, Zn и др.) восстанавливают концентрированную серную кислоту до свободной серы или сероводорода (иногда при восстановлении серной кислоты одновременно образуются в различных соотношениях H2S, S, SO2):
3Mg + 4H2SO4 = 3MgSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5, причем окислительная способность HNO3 усиливается с ростом ее концентрации. В концентрированном состоянии азотная кислота окисляет большинство элементов до их высшей степени окисления. Состав продуктов восстановления HNO3 зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты: чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление азота:
← концентрация кислоты
NO2 NO N2O N2 NH4+
___________________→
активность восстановителя
Поэтому при взаимодействии концентрированной HNO3 с неметаллами или малоактивными металлами образуется диоксид азота:
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
Ag + 2HNO3 = AgNO3+ NO2 + H2O
При действии более разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделиться оксид азота (II):
3Cu + 8HNO3(35%-ная) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
а в случае активных металлов – оксид азота(I) или свободный азот (в подобных случаях образуется смесь продуктов восстановления HNO3):
4Zn + 10HNO3(разб.) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разб.) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
Сильно разбавленная азотная кислота при действии ее на активные металлы может восстанавливаться до иона аммония, образующего с кислотой нитрат аммония:
4Mg + 10HNO3(очень разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
В отличие от иона SO42-, ион NO3- проявляет окислительные свойства не только в кислой среде, но и в щелочной. При этом в растворах ион NO3- восстанавливается активными металлами до NH3
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3
а в расплавах – до соответствующих нитритов:
Zn + KNO3 + 2KOH = K2ZnO2 + KNO2 + H2O
Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO, HClO3, HВrO3, HIO3) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно восстанавливаются до степени окисления галогена -1 (в случае хлора и брома) или 0 (в случае йода):
KClO3 + 6FeSO4 + 3H2SO4 = KCl + 3Fe2(SO4)3 + 3H2O
KBrO + MnCl2 + 2KOH = KBr + MnO2 + 2KCl + H2O
HIO3 + 5HI = 3I2 + 3H2O
3. Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода):
Mg + H2SO4(разб.) = MgSO4 + H2
Однако при взаимодействии с сильными восстановителями в качестве окислителя может проявлять себя и водород, входящий в состав воды:
2K + 2H2O = 2KOH + H2
4. Ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (Fe3+,Cu2+,Hg2+), выполняя функцию окислителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления:
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2 + SnCl4