- •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
Общая характеристика элементов vа, ivа групп
1. Элементы vа группы.
2.Элементы ivа группы.
1. К элементам 5A группы относят N и Si и сходные с ними по строению: As, Sb, Bi. Элементы имеют пять электронов в наружном слое и в целом характеризуются как неМе. Но способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее, чем у элементов 6 и 7 групп. Наивысшая положительная степень окисления элементов равна +5, отрицательная равна -3. Элементы эти именьшую электроотрицательность, следовательно связь их с водородом менее полярна, поэтому водородные соединения не отщепляют в водном растворе ионы водорода, и таким образом, не обладают кислотными свойствами. При движении по группе сверху вниз наблюдается увеличение металлических свойств, которые довольно заметно проявляются уже у As, Sb, а у Bi они преобладают над неметаллическими.
Азот. Большая часть азота в природе находится в свободном состоянии ( воздухе – 78 % об.), в связанном состоянии в большом количестве находится только натриевая селитра – NaNO3, небол. количеств солей азотной кислоты, в виде сложных органических соединений в виде белковых соединений в каждом живом организме.
Чистый азот можно получить пропуская аммиак над CuO:
3CuO + 2NH3 → N2 + 3Cu + H2O
или разложением нитрита аммония:
NH4NO2 → N2 + H2O
Азот – бесцветный газ, без запаха, мало растворимый в воде. В химическом отношении азот обладает большой инертностью. При обычной температуре не вступает в химические реакции. При температуре легко соединяется с некоторыми металлами (литий, кальций, титан). При очень высоких температурах соединяется с кислородом и водородом.
Азот – от греч. «азоос» - безжизненный.
Молекула азота - N2.
а) Аммиак - NH3 – бцв. газ с характерным запахом. В лаборатории его получают:
NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O + 2NH3 (при нагревании)
гашеная
известь
Аммиак полученный имеет пары воды, поэтому для его осушения его пропускают через смесь извести и гидрооксида натрия.
Аммиак легче воздуха. При -33,5°С превращается в бцв. жидкость, температура затвердевания = -77,8 °С. Аммиак хранят в стальных баллонах при 6-7 атм.
Аммиак хорошо растворим в воде. Раствор аммиака – нашатырный спирт. Аммиак химически довольно активный и обладает только восстановительными свойствами.
В кислороде аммиак горит бледным, зеленоватым пламенем:
4NH3 + О2 → 6H2O + N2
Кислотными свойствами аммиак не обладает в отличие от водородных соединений элементов 6,7 групп.
Соединения азота и металлов называются нитриды:
3Mg + N2 → Mg3N2
Mg3N2 + 6H2O → Mg(OH)2 + 2NH3
2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2 (амид используется в синтезе индиго – краситель), далее:
NaNH2 + H2O →NaOH + NH3
Раствор аммиака в воде обладает щелочной реакцией:
NH3 +H2O ↔ NH4+ + OH- ↔ NH4OH
NH4OH – слабое основание. Таким образом раствор одновременно содержит NH3, H2O, NH4+ , OH- , NH4OH
б) соли аммония образуются при выпаривании нейтрализованных растворов аммиака, а также при взаимодействии аммиака (г) и безводных кислот:
NH3 + HCl → NH4Cl (белый налет)
Эти соли по свойствам похожи на соли щелочных металлов, особенно на соли калия, т.к. ионв калия и аммония по радиусу практически совпадают. Соли легко распадаются на ионы в воде. Отношение солей к щелочам:
NH4+ + OH- ↔ NH3 + H2O
При нагревании раствора аммиак улетучивается. Т.о. обнаружить присутствие любой аммониевой соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью ( реакция на ион аммония – запах, окрашивание влажной лакмусовой бумажки).
в) гидразин N2H4 – бцв жидкость.
г) азотистоводородная кислота NH3 может быть получена действием азотной кислоты на водный раствор гидразина, это бцв жидкость с резким запахом. Кислота слабая, в воде диссоциирует на ион водорода и ион N3+ (соли – азиды0, как и сама кислота взрывчаты.
д) оксиды азота: N2O (закись), NO (оксид), NO2 (диоксид), N2O4 (четырехоксид), N2O3 (азотистый ангидрид), N2O5 (азотный ангидрид).
N2O – используют в смеси с кислородом для наркоза прилегких операциях. Большое количество известно как «веселящий газ».
NO – образуется в атмосфере при газовых разрядах ; в лаборатории:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
NO2 – ядовитый бурый газ, обладающий запахом. При 20,7°С сжижается (красноватая жидкость).
2. К ним относят углерод, кремний, германий, олово, свинец. Атомы имеют 4 электрона на последнем энергетическом уровне и довольно легко присоединяют 4 атома водорода. С увеличением атомного радиуса неметаллические свойства элементов будут ослабевать, легкость же отдачи электронов – увеличиваться. Так у германия резко проявляются металлические свойства, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, углерод, кремний – неметаллы, германий, олово, свинец – металлы. Положительная и отрицательная валентность элементов группы равна 4. У углерода и кремния возможна степень окисления +2 , но такие соединения немногочисленны и мало устойчивы.
1) УГЛЕРОД. В природе встречается в свободном состоянии и виде многочисленных соединений. В свободном виде – графит, алмаз. А также – уголь – простое соединение, полученное искусственным путем. Ископаемый уголь содержит до 99% углерода. Углерод входит в состав нефти, солей угольной кислоты (известняк, мел). В воздухе постоянно присутствует диоксид углерода. Растительные и животные организмы состоят из веществ, образованных главным образом из углерода. Известно более миллиона соединений углерода.Аллотроные модификации рассмотрены ранее.
Химические свойства. При обыкновенной температуре углерод инертен и может вступать в реакции только с очень сильными окислителями. При нагревании его активность увеличивается, и он уже легко вступает в реакции с кислородом (СО, СО2, С3О2, С12О9).
При очень высоких температурах взаимодействует с водородом, серой, кремнием, бором и многими металлами. Наиболее активной аллотропной модификацией является – аморфный уголь. При взаимодействии с металлами и неметаллами получаются карбиды. Получают их при накаливании с углем или самих металлов, или оксидов. Карбиды – твердые вещества с высокой температурой плавления.
Практическое значение имеет СаС2: СаО + 3С → СаС2 + СО
СаС2 – в чистом виде бесцветный и прозрачный, технический – твердые непрозрачные куски темно-серого цвета. Их него при взаимодействии с водой получают ацетилен, используют также для производства удобрения – цианамида кальция.
Диоксид углерода СО2 :образуется при окислении органических веществ, выделяется из трещин земли в вулканичеких трещинах и из воды минеральных источников.
В лаборатории получают:
на мрамор СаСО3 + 2НСl → CaCl2 + H2O + СО2
В промышленности: выжигают известь СаСО3 → СаО + СО2
СО2 – бцв. газ , в 1,5 раза тяжелее воздуха (ее можно переливать из одного сосуда в другой как жидкость). Растворим во воде. Используют для получения: соды, при синтезе мочевины, получении солей угольной кислоты, для газирования напитков. При 60 атм – это жидкость, которую хранят в стальных баллонах. При быстром выливании из баллона из-за быстрого испарения превращается в твердое вещество – «сухой лед», который используется для охлаждения скоропортящихся продуктов, при производстве и хранении мороженого. Раствор СО2 в воде – угольная кислота Н2СО3. Но молекул Н2СО3 в растворе очень мало, так как не более 1% СО2 превращается в кислоту.
Угольная кислота. Существует только в водном растворе. При нагревании диоксид улетучивается и со временем остается только чистая вода. Угольная кислота очень слабая, диссоциирует в две стадии. Образует соли – карбонаты, гидрокарбонаты. Соли могут быть получены:
NaOH + CO2 → NaHCO3
NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + NaCl
Со слабыми основаниями угольная кислота дает только основные соли (Cu2(OH)2CO3 - малахит). При действии кислот (даже слабой уксусной кислоты) соли угольной кислоты разлагаются с выделением диоксида углерода.
При нагревании соли разлагаются:
MgCO3 → MgO + CO2
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
Гидрокарбонаты калия, натрия и аммония растворяются в воде, карбонаты других металлов в воде не растворимы.
Оксид углерода СО – бесцветный газ, без запаха, ядовитый. В воде мало растворим, и в химические взаимодействия с ней не вступает. Образуется при горении угля и углеродсодержащих соединений при недостатке кислорода и при высоких температурах, также СО2 + раскаленный уголь = СО.
СО + О2 → 2CO2 – горит голубым пламенем. Реакция очень экзотермическая, поэтому оксид углерода часто используют в качестве газообразного топлива.