- •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
3. Вода
Бесцветная жидкость (слой более 5м толщиной окрашен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра. Летучее вещество, термически устойчивое до 1000°С.
В обычных условиях полярные молекулы воды образуют между собой водородные связи. Это обусловливает аномалию температур плавления и кипения воды – они значительно выше, чем у ее химических аналогов (сероводорода и других). Затвердевание воды в лед сопровождается увеличением объема на 9%, т.е. лед легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность вода имеет не при 0°С, а при 4°С (третья аномалия воды). Твердая вода легко возгоняется.
В газовой фазе молекулы воды имеют угловое строение (угол = 104,5°, длина связи О-Н = 96 нм).
Водяной пар является катализатором многих процессов. Для осушки жидкостей и газов используют различные поглощающие воду вещества: P2O5, Mg(ClO4)2, H2SO4, CaO, CaCl2, KOH, NaOH и др. Каждое из них позволяет уменьшить содержание воды до определенного предела, соответствующего давлению насыщенного водяного пара над гидратированным осушителем. Для удаления следов воды часто используются цеолиты.
Молекулы воды в малой степени подвергаются автодиссоцииации до Н+, или точнее до Н3О+ и ОН-; очень слабый электролит. Катион оксония Н3О+ имеет строение незавершенного тетраэдра. Образует гидраты со многими солями, аквакомплексы – с катионами металлов. Реагирует с металлами, неметаллами, оксидами. Вызывает электролитическую диссоциацию кислот, оснований и солей, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Подвергается электролизу в присутствии сильных электролитов. Универсальный жидкий растворитель неорганических соединений.
Для химических целей природную воду очищают перегонкой (дистиллированная вода), для промышленных целей умягчают, устраняя временную и постоянную жесткость, или полностью обессоливают, пропуская через иониты в кислотной Н+- форме и щелочной ОН--форме (ионы солей осаждаются на ионитах, а ионы Н+ и ОН- переходят в воду и взаимно нейтрализуются). Питьевую воду обеззараживают хлорированием (старый способ) или озонированием (современный, но дорогой способ; озон не только окисляет вредные примеси подобно хлору, но и увеличивает содержание растворенного кислорода).
Уравнения важнейших реакций:
H2O + Cl2 ↔ HClO + HCl (на холоду)
2H2O + 2Na = 2NaOH + H2↑
6H2O + 2NaOH(конц.) + 2Al = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ (80°С)
H2O + Na2O = 2NaOH(р) = 2Na+ + OH- (рН>7)
H2O + CaO = Ca(OH)2(т) ↔ Ca(OH)2(р) = Ca2+ + 2OH- (рН>7)
3H2O + SO3 = H2SO4(р) + 2H2O = 2H3O+ + SO42- (рН<7)
Примеры гидролиза бинарных соединений:
6H2O + Al2S3 = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ (40-60°С) 2H2O + SF4 = SO2↑ + 4HF↑ (кипячение)
6H2О + Mg3N2 = 3Mg(OH)2↓ + 2NH3↑
2H2O + CaC2 = Ca(OH)2↓ + C2H2↑
Вода – окислитель:
H2O + Cкокс = CO + H2 (800-1000°С)
2H2O + CaH2 = Ca(OH)2↓ + 2H2↑
Электролиз воды:
2H2O = 2H2↑ + О2↑
Электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз проводят в присутствии сильных электролитов.
а) в нейтральном растворе ( электролит Na2SO4):
катод 2Н2О + 2ē = Н2↑ + 2ОН-
анод 2Н2О -4ē = О2↑ + 4Н+
раствор ОН- + Н+ = Н2О
б) в кислом растворе ( электролит H2SO4):
катод 2Н+ + 2ē = Н2↑
анод 2Н2О -4ē = О2↑ + 4Н+
в) в щелочном растворе (электролит NaOH):
катод 2Н2О + 2ē = Н2↑ + 2ОН-
анод 4ОН- -4ē = О2↑ + 2Н2О
Один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди (II) CuSO4 в голубой медный купорос CuSO4*5Н2О.
Известна аллотропная разновидность воды – тяжелая вода D2O (2Н2О); в природных водах массовое отношение D2O : Н2О = 1 : 6000. Плотность, температуры плавления и кипения тяжелой воды выше, чем у обыкновенной. Растворимость большинства веществ выше в тяжелой воде значительно меньше, чем в обычной воде. Она ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.