ХИМИЯ 1 и 2й семестр / Неорганическая химия / Шпора3

Поведение простых в-в и хим. соед-ний за висит от размеров их атомов и ионов. От размера атома или образ им иона в мень­шей степени зависит легкость, с кот он в ок/вос реак-ях теряет или приобр е. а таакже кисл или осн хар-р гидроксидов, образ эл-том в той или иной степени окисл, тип хим связи и т. д.

Атомный радиус – представляют собой половину межъядерного расстояния в молекулах. Размер атома или атомный радиус увеличивается в группах справа на лево, в периоде сверху вниз.

Ионный радиус:

Энергия ионизации (Е)-Е необх для от­рыва е от атома (эв, КДж/моль)

Потенциал ионизации (I)-разность по­тенциалов при кот достиг Е ионизации. Численно=Е ионизации. Е=еI

Сколько е столько может быть П.И.

ЕИ в гл подгр с увелич порядк номера уменьш, а в периодах увелич. Самый ак­тивн-Fr, слабый F. Общая тенденция в периодах наруш, что связано с особ строен некот эл-тов. Повыш знач наблюд либо у атомов с целиком заполн внешних эл по­дуровн, либо наполовину, таким образом что каждая орбиталь имеет один е (N,P)

Сродство к эл-ну-Е кот выдел при при­соед е к атому (эв) экзотермический про­цесс.

Чем больше Ср к е – тем выше окисл спо­собность атома.

Хар-ка относ способн атома смещать к себе общую эл пару в системе называют Электроотрицательностью, кот рассм как полусумму Э И и Ср к е взятых с од­ним и тем же знаком. ЭО=(I+F)/2 удобнее исп относит ЭО (по Полингу). За единицу принято абсолют знач ЭО Лития, а ост вычисл (I+F)/(I+F)лития. Чем больше ЭО тем сильнее не Me св-ва атома.

Молекулярность-число молекул, одно­временным взаимодействием которых осуществляется элементарный акт хим превращения. (только целые числа)

1. мономолекулярная

2. бимолекулярная

3. тримолекулярная (очень редко)

больше не бывает!!!

Порядок реакции-число=сумме показат степеней концентраций реагирующих в-в в уравнении для скорости реакции

Все реакции делятся на 2 группы:

Простая реакция: продукт образуется в результате непосредственного взаимод молекул реагентов.

Сложная: конечный продукт получается в результате осуществления 2 и > простых реакций. Все биохимические реакции-сложные.

С увеличением t растет число столкнове­ний молекул, что приводит к повышению скорости реакции

Правило Вант-Гоффа: при повышении t на 10 скорость гомогенной реакции увели­чивается в 2-4 раза.

Однако не все столкновения приводят к образованию новой молекулы, необходимо обладать запасом Е-Е активации.

Аррениус предложил ур-е связывающее конст скорости хим реакции с t

Образование новых химических связей происходит через активированный ком­плекс-промежуточная деформация элек­тронных оболочек.

Периодический закон: св-ва простых в-в, а также формы и св-ва соединений элемен­тов находятся в периодической зависимо­сти от атомных масс элементов.

ПС состоит из 7 периодов (3малых 2-8-9 и 4 больших 18-18-32-21). Каждый начина­ется типичным Me и завершается инерт­ным газом, которому предшествует типич­ный неMe.

1. хим св-ва элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра.

2. № периода=главному квантовому числу n энергитического уровня внешних n орбиталей, заполняемых в этом периоде.

3. число элементов в периоде = удвоен­ному числу внешних квантовых ячеек

4. в одну группу ПС входят элементы с однотипной электронной конфигура­цией внешней оболочки.

Отдельные групы элементов по сходству наиболее общих признаков объединяют в семейства:

s-блок: 2 группы: 1А-щелочные,2А-ще­лочноземельные. Валентные е s-орбиталей.

d-блок: 8 групп: 3Б-8Б, 1Б, 2Б комплексо­образующих переходных элементов. Ва­лентные s,d-орбитали.

p-блок: 6 групп: 3А-8А неMe, амфотерные и благородные элементы. Валентные p-орбитали.

Наличие вставных декад переходных эле­ментов, а также вставок из 14 элементов в 2 последних периодах приводит к форми­рованию 3 видов подгрупп:

1. основные или главные подгруппы А образованы 37 элементами, входя­щими в состав подгрупп 1А-7А, а также инертными элементами, со­ставляющими 8А-подгруппу

2. элементы вставных декад образуют 10 побочных подгрупп переходных элементов. Побочные подгруппы Б, начинающиеся с 4 периода, короче основных подгрупп А

3. 2 семейства-лантаноиды и актиноиды

Разбавленные растворы неэлектролитов имеют ряд св-в зависящих только от мо­лярной концентрации – коллигативные св-ва. Это осмотическое давление, пони­жение давления насыщенного пара, повы­шение t кипения и понижение t замерза­ния.

Идеальный: р-р, образование которого не сопровождается химическим взаимодейст­вием, изменением объема и тепловым эффектом (дельта V,H=0)

Пар, находящийся в равновесии с жидко­стью, называется насыщенным. Давление такого пара называют давлением или уп­ругостью насыщенного пара чистого рас­творителя. При данной t эта вели­чина=const, и является термодинамической характеристикой растворителя.

Закон Рауля: давление пара р-ра содер­жащего нелетучее растворенное в-во прямо пропорционально молярной доле растворителя.

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего электролита равно молярной доле растворенного в-ва.

Этот закон точно соблюдается только для идеальных р-ров и приближенно для раз­бавленных реальных р-ров.

Прямыми следствиями понижения давле­ния пара над раствором являются измене­ние t замерзания и t кипения. Изучая за­мерзание и кипение р-ров Рауль остано­вил: повышение t кипения и понижение t замерзания разбавленных р-ров неэлектро­литов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Моляльная концентрация

Эбулиометрическая и криометриче­ская константа соответственно.

Константы зависят только от природы растворителя и не зависят от природы растворенного в-ва. Измерение t кипения и замерзания р-ров лежит в основе эбулио­метрического и криометрического методов определения молярных масс в-в.

Химическая связь возникает потому что при ее образовании система становится более устойчивой, а значит появляется возможность выделить избыточную энер­гию. В результате перекрывания орбита­лей образуется область пространства, внутри которой вероятность пребывания электронов повышена, в эту область из взаимодействующих атомов смещается электронная плотность. Отрицательный заряд в этом месте растет, и к нему ядра притягиваются сильнее, система стано­вится устойчивее (принцип минимума энергии). При образовании химической связи энергия выделяется.

Метод валентных связей. Хс образуют два электрона с антипараллельными спинами и две орбитали. Ковалентность=числу не спаренных е на внешнем уровне в нор­мальном и возбужденном состоянии. Ко­валентная связь тем прочнее, чем больше перекрываются облака связующих е. Связь располагается в том направлении, где достигается наибольшее перекрывание валентных орбиталей.

Если электроны принадлежат разным ато­мам, механизм – обменный, одному – донорно – акцепторный. Общее число ковалентных связей – валентность.

Термодинамика-наука изучающая энерге­тику хим процессов: пойдет ли р-ция и в какую сторону. С ее развитием в 19-20 вв. стало возможно количественно рассчиты­вать превращение Е в биохимических р-циях.

Термодинамическая сис-ма: любой объ­ект природы, состоящий из достаточно большого числа молекул и отделенный от других объектов природы реальной или воображаемой граничной поверхностью. Объекты природы не входящие в сис-му называют средой.

Изолированная сис-ма: не обменивается со средой ни в-вом, ни Е.

Закрытая сис-ма: не обменивается в-вом, но может обмениваться Е.

Открытая сис-ма: может обмениваться и в-вом и Е.

Гомогенная сис-ма: отсутствуют резкие изменения физ и хим св-в при переходе от одних областей сис-мы к другим (плазма крови).

Гетерогенная сис-ма: состоит из 2 и > гомогенных частей (кровь-плазма с клет­ками).

Фаза: однородная по хим составу и физ св-вам часть термодинамической сис-мы, отделенная от других частей, имеющих иные св-ва.

Вода ведет себя как амфолит

К диссоциации воды при 298К=1,8*10^-16 моль/л. Концентрация воды=55,6моль/л.

К(Н2О)=[Н+][ОН-]=10^-14

При увеличении t К растет т. к. процесс эндотермический.

Ионное произведение воды (К): В чистой воде или любом водном р-ре при t=const произведение концентрацией (активно­стей) водород- и гидроксид-ионов есть величина постоянная.

В чистой воде при 298К

а(Н⁺)=а(ОН^-)=10^-7моль/л

это нейтральный р-р

удобнее использовать водородный п-ль

Водородный показатель: кислотность среды принято характеризовать десятич­ным логарифмом молярной концентрации ионов водорода, взятым с противополож­ным знаком. (рН)

В нейтральной среде рН=рОН=7

Смещение рН крови в кислую область от нормы =7,4 называется ацидозом, в ще­лочную-алкалозом.

Дисперсная сис-ма: состоит из дисперсной фазы – совокупности раздробленных частиц и непрерывной дисперсной среды, в которой во взвешенном состоянии находятся эти частицы.

Буферные р-ры: растворы, рН которых сохраняется примерно постоянным при разбавлении и добавлении к-ты или основания.

Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН⁺ и А^-/НА называют буферными системами.

1)слабая к-та и ее анион

2)слабое основание и его анион

3)анионы кислой и средней соли или двух кислых солей.

4)анионы и молекулы амфолитов.

Механизм:

При добавлении сильной к-ты сопряженное основание CH₃COO^- связывает добавочные ионы Н⁺, превращаясь в слабую уксусную к-ту. Уменьшение концентрации анионов СН₃СОО^- точно уравновешивается повышением концентрации молекул СН₃СООН. Происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой к-ты и ее соли.

При добавлении щелочи протоны уксусной к-ты высвобождаются и нейтрализуют добавочные ионы ОН^-.

1-го типа: рН=рК_а+lg(С_{сопряж основ}/С_к-та)

2-го типа: рН= рК_а+lg(С_основ/С_соль)=

=14-рК_в-lg(С_соль/С_{основание})

Буферная емкость: мера буферного действия, количественно характеризуящая способность буферной сис-мы протводействовать смещению активной р-ции среды.

Максимальна если отношение компонентов=1.

Буферные сис-мы крови:

Карбонатная

Действует как эффективный физиологический буфер вблизи рН=7,4

Фосфатная

Способна сопротивляться изменению рН в интервале 6,2-8,2, обеспечивая значительную долю буферной емкость крови.

В организме не только рН крови, но и во всех клетках, тканях и биологических жидкостях реакция среды поддерживается на постоянном, характерном только этому органу уровне. Это связано со способностью ферментативных сис-м, управляющих биохимическими процессами, проявлять max действие при определенных значениях рН.

Закон Гесса: теплота хим р-ции, протекающей при р или V=const определяется только природой исходных в-в и продуктов р-ции и не зависит от числа и последовательности промежуточных стадий при условии, что теплоты измерены при одинаковых t.

1)теплота образования в-ва=теплоте его разложения, взятой с обратным знаком.

2)энтальпия образования=разности сумм энтальпий образования продукта р-ции и исходных в-в

3)энтальпия сгорания=разности сумм энтальпий сгорания исходных в-в и продуктов р-ции.

Изменение коллигативных св-в растворов электролитов превышает значения, рассчитываемые по закону Рауля-Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов той же концентрации. Чтобы использовать законы идеальных р-ров для колличественного описания коллигативных св-в электролитов Вант-Гофф ввел изотонический коэффициент, который для каждого р-ра определяется эксперементально. Изотонический коэффициент равен

Где

Эксперементально определенные данные, а

Теоретически рассчитанные.

Для р-ров электролитов формулы, выведенные для неэлектролитов имеют вид:

Для р-ров электролитов значения изотонического коэф-та i>1, для неэлектролитов i=1.

Согласно корпускулярной теории (Ньютон Лаплас, Планк) свет представляет собой поток световых частиц-корпускул. Волно­вая теория (Гюйгенс, Эйлер, Максвелл) сводит оптические явления к распростра­нению световых волн. Де Бойль предпо­ложил, что двойственность присуща также электронам протонам нейтронам и .т д. Причем в их основе лежит принцип наи­меньшего действия-при движении изби­рать путь, хар-ся наименьш действием. mv=min

Электрон ведет себя как частица и как волна. Электроны как микрообъекты обла­дают двойственной природой корпуску­лярно волновой. Определить траекторию движения электрона невозможно, и по этому принято оценивать положение элек­трона, относительно ядра с позиции веро­ятности.

Центр атома – ядро. Шредингер создал формулы, по которым можно приблизи­тельно рассчитать нахождение электрона возле ядра. Если в данной точке вероят­ность расчета больше 90 процентов, то мы принимаем во внимание, если меньше то не принимаем. Та область пространства, в которой вероятность пребывания элек­трона больше 90 – атомная орбиталь. Около атомной орбитали существуют угловая и граничная плоскость.

Квантовый числа и их роль в атоме (4).

N – определяет общее число любых узло­вых поверхностей. Определяет размер атома, запас энергии электрона в атоме. От 1 до бесконечности.

L – побочное квантовое число (орбиталь­ное) – определяет форму электронного облака, энергетический подуровень, число узловых поверхностей, проходящих через атомное ядро. От 0 до (N-1) L = 012345Spdfgh

M - магнитное квантовое число – опреде­ляет положение электронного облака или орбитали в пространстве. От –L до +L.

S – спиновой (веретено)

Последовательность заполнения электро­нами атомными орбиталями.

1. электроны заполняют атомные орби­тали сначала с меньшей энергией.

2. Электроны заполняют атомные орби­тали в соответствии с сум(n+1) от меньшего значения к большему.

3. Если суммы равны, то в первую оче­редь у кого N меньше.

К методу нейтрализации относят все опре­деления, в основе которых лежит реакция H3O+OH=2H2O

Этим методом можно определить кислоты, основания и соли, подвергающиеся гидро­лизу. Рабочий раствор-кислота, если опре­деляемое в-во имеет pH>7, и щелочь если pH<7. концентрацию рабочего р-ра уста­навливают титрованием или по исходным в-вам. (кислота: бура, сода. основание: щавелевая к-та). Точность определений зависит от:

измереня V р-ров реагирующих в-в.

приготовления рабочего р-ра.

определения конца титрования.

Конец титрования определяется индикато­ром. Индикатор: слабое орг основание или к-та или амфолиты, имеющие различ­ную окраску ионов и молекул. Изменение окраски каждого индикатора происходит в определенном интервале pH.

Графическое изображение зависимости pH р-ра в процессе титрования от кол-ва прибавленной к-ты или щелочи называется кривой титрования. На ней наблюдается резкое изменение pH вблизи эквивалент­ной точки, называемое скачком титрова­ния.чтобы индикатор правильно показал конец титрования, нужно чтобы pH интер­вала перехода окраски индикатора лежал в пределах pH скачка титрования.

Нормальность: показывает кол-во грамм-эквивалентов растворенного в-ва в 1л р-ра.

Кол-во в-ва эквивалента, моль

Объем раствора, л

Молярная масса эквивалента

Титр: кол-во граммов растворенного в-ва в 1мл р-ра.

Масса вещества

Объем раствора

Эквивалент: реальная или условная час­тица в-ва, которая в данной обменной р-ции обменивает 1 однозарядный ион Н+ или в ок/вос р-ции переносит 1 е

Фактор эквивалентности: число, обозна­чающе, какая доля реальной частицы ве­щества эквивалентна 1 иону водорода в данной кислотно-основной р-ции или 1 е в данной ок/вос р-ции.

1.Определение свободной к-ты в желудоч­ном соке

Диффузия: самопроизвольный процесс выравнивания концентрации в-ва в р-ре. Диффузия осуществляется через мем­браны. Скорость диффузии пропорцио­нальна площади поверхности через кото­рую переносится в-во и градиенту скоро­сти этого в-ва. При наличии мембран в р-рах наблюдают явление осмоса. Осмос: преимущественно одностороннее проник­новение молекул растворителя через пелу­проницаемую мембрану из растворителя в р-р или из р-ра с меньшей концентрацией в р-р с большей. Осмотическое давление: величина, измеряемая минимальным гид­равлическим давлением, которое нужно приложить к р-ру, чтобы осмос прекра­тился.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давле­ние р-ра равно тому давлению, которое производило бы растворенное в-во, осли бы оно при той же t находилось в газооб­разном состоянии и занимало V, равный V р-ра.

Изотонический р-ры: имеющие одинако­вое осмотическое давление.

Если р-р А имеет большее осмотическое давление, чем р-р В, то А гипертоничен к В или В гипотоничен к А.

Благодаря осмосу регулируется поступле­ние воды в клетки и межклеточные струк­туры. При помещении клеток в гипотони­ческий р-р происходит набухание и разрыв оболочек – гемолиз. В гипертоническом р-ре наблюдается сморщивание – плазмолиз. Гемолиз является частным случаем цито­лиза: разрушения клеток под влиянием различных причин.

Т Аррениуса:

К-та-электролит, диссоциирующий в р-рах с образованием катиона водорода

Основание-с образованием ОН-

Амфолит-с образованием Н+ и ОН-

Соль-образуется катион Me или катион гидроксония и анион кислотного остатка.

Протонная теория:

К-та-молекула или ион которые способны отдавать протон. К-та донор протона.

Основание-акцептор протона.

Ограничений нет!!! При потере протона к-та переходит в сопряженное основание. При обмене протона всегда присутствует протолит – частица, участвующая в обмене протона.

Теория Льюиса:

К-та: в-во принимающая эл пары – акцеп­тор е.

Основание: в-во поставляющие е для обра­зования химической связи – донор е.

Теория ЖМКО:

Жесткие к-ты и основания: частицы с малым диаметром, с большой электронной плотностью.

Мягкие к-ты и основания: частицы с большим диаметром и малой плотностью заряда.

Жесткие к-ты дают стойкие соединения преимущественно с жесткими основа­ниями, а мягкие с мягкими.

Самый опасный яд – мягкий.

Кинетика: раздел физ химии, изучающий скорость и механизмы хим реакций. Реак­ция является гомогенной если реагирую­шие в-ва находятся в одной фазе, если в разных фазах – гетерогенные. Скорость химической реакции зависит от природы веществ, от концентрации, температуры, от присутствия катализаторов и ингибито­ров, для вещества в твердом состоянии – от поверхности реагирующих веществ. Скорость – это число актов химического взаимодействия в ед времени в еденице объема или площади, определяют как изменение концентрации одного из реаги­рующих веществ в ед времени.

Закон действующих масс – скор хр прямо пропорциональна концентрации в степени стехиометрических коэффициентов.

Численное значение К=скорости прямой р-ции если концентрация каждого из исход­ных в-в=1моль/л

Электролитическая диссоциация: распад молекул электролитов на ионы в раствори­телях.

Обратимая р-ция: при данных условиях самопроизвольно протекающая как в прямом, так и в обратном направлении.

Условия протекания до конца:

- Труднорастворимый осадок

- газ

- малодиссоциирующее в-во (вода)

- устойчивое комплексное соединение Химическое равновесие: динамическое состояние, при котором скорость прямой и обратной реакций равны.

Константа равновесия: при постоянных внешних условиях в равновесии отношение произведение концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоянная, не зависящая от химического состава системы.

К_с связана со стандартной Е Гиббса соотношением:

Принцип Ле-Шателье: воздействие какого-либо фактора (t, c, p) на равновесную систему стимулирует смещение равновесия в таком направлении, которое способствует восстановлению первоначальных характеристик системы.

Термодинамические условия равновесия:

G₂-G₁=0

S₂-S₁=0

Р-ция нейтрализации: обменная р-ция взаимодействия к-т и оснований, в результате которой образуется соль и вода.

Нейтрализация сильного основания сильной к-той идет практически до конца.

В остальных случаях р-ция обратима, равновесие смещено вправо, т. к. вода более слабый электролит. Р-ция нейтрализации лежит в основе метода нейтрализации.

Гидролиз: р-ция разложения водой.

Эндотермический процесс.

Гидролиз соли: взаимодействие ее с молекулами воды, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений.

1)сильная к-та и слабое основание.

2)сильное основание и слабая к-та.

Р-ция среды определяется тем продуктом, который является более сильным электролитом

3)слабое основание и к-та

сравнение констант диссоциации позволит сделать вывод о реакции среды.

4)сильное основание и к-та

гидролиз не пойдет т. к. не образуется малодиссоциированных соединений.

Степень гидролиза: отношение кол-ва гидролизированного в-ва к общему кол-ву растворенного в-ва.

Гидролиз усиливается с повышением t и разбавлением р-ра.

При обратитом гидролизе процесс должен подавляться при подкислении (сильная к-та/слабое основание) и подщелачивании (сильное основание/ слабая к-та).

При образовании малорастворимых или газообразных продуктов гидролиз необратим.

Роль гидролиза:

гидролиз пищевых компонентов

гидролиз АТФ

Первый закон термодинамики: приращение внутренней Е сис-мы в некотором процессе = теплоте полученное сис-мой + работа, совершенная над системой.

Е не создается и не уничтож. Возможны лишь ее переходы из одного вида в другой в строго эквивалентных кол-вах.

Кол-во е в космосе=const

Внутренняя Е: функция состояния, приращение которой= теплоте полученной сис-мой в изохорном процессе.

Тепловой эффект: кол-во теплоты, выделяемой или поглощаемой реагирующей сис-мой.

Тепловой эффект=изменению внутренней Е сис-мы при изохорном процессе и изменению энтальпии при изобарном.

Энтальпия: функция состояния, приращение которой = теплоте, полученное сис-мой в изобарном процессе.

Н=Е+рV

Принцип Бертлоо-томпсона: самопроизвольно могут протекать только р-ции, сопровождающиеся выделением теплоты.

Катализ-селективное изменение v реакции в-вом, которое участвует в реакции, но кол-во и состав которого не меняется к моменту образ. конечных продуктов.

Кат-тор – в-во обладающее этими св-ми.

Полож-й: скорость возрастает.

Отриц-й: скорость уменьшается.

Автокаталитич. р-ции: скорость меня­ется под действием продукта.

Гомогенный: реагирующие в-ва и кат-р находятся в одной фазе.

А+В=АВ кат-р взаимодействует с одним из в-в с образованием непрочного проме­жуточного в-ва АК кот реагирует с В и образует конечный продукт АВ

А+К=АК+В=АВ+К

Реакция проходит через промежуточные стадии с меньшим активационным барье­ром.

Гетерогенный: в разных фазах.

Все р-ции предст собой многостадийные процессы, в элемент. Стадиях кот прини­мает участие кат-р.

Активность кат-ра зависит от хар-ра его поверхности. Имеет значение структура кристалической решетки и пористость, наличие трещин, выступов, пиков. Кат-р наносится на пов-сть инертного пористого материала. Нередко вводят промотор: в-во повышающее активность кат-ра.

Большинство р-ций в организме человека протекают при участии биологических катализаторов – ферментов.

Специфичность – способность изменять скорость р-ции одного типа и не влиять на на многие другие.

Они проявляют активность в мягких усло­виях.

В состав большинства ферментов входит ион металла, поэтому их называют метал­лоферментами.

Водопероксид, образующийся в поцессе внутреннего дыхания клеток разлагается каталазой. При отсутствии фермента он окисляет биоорганические в-ва клетки и убивает ее.

Для того чтобы клетка могла осуществлять все свойственные ей функции необходимо совместное действие нескольких тысяч ферментов.

Экспериментально доказано, что в р-рах сильных электролитов распад ио­нов=100%. Однако например KCL имеет изотонический коэффициент<2, а кажу­щуюся степень диссоциации<1. Это свя­зано со значительным электростатическим взаимодействием ионов в концентриро­ванных р-рах. Поэтому вместо концентра­ции используют понятие активность.

с-концентрация электролита

f-коэффициент активности: величина ха­рактеризующая отклонение св-в концен­трированных р-ров сильных электролитов от св-в разбавленных р-ров электролитов. Если f=1 то движения ионов не стеснены действием электростатических сил и а=с

f=

ионная сила(I): качественная хар-ка межи­онных электростатических взаимодейст­вий.

I=

Моляльная концентрация

Заряд иона

Для электролитов, состоящих из одноза­рядных ионов, значение ионной силы=общей концентрации раствора.

Ионная сила плазмы крови человека близка к 0,15моль/кг

Вода

/H

H2O :O 104 градуса

\H

Вода –наиболее распр. Соед. на земле.

Единственное хим.соединение, существ в виде жидкого, твердого и газа.

Хим.свойства

Выступает в роли кислоты окисляет ме­таллы

BaO + H2O  Ba(OH)2

2K + H2O2K(OH) + H2

В роли осн-я

P2O5 + 3H20 H3PO4

Гидролиз орг-соед.

O O

R-С// + H20  R-C// + R`-OH

\O-R` \O-H

Получение

2H2 + O2  2H2O

Главное св-во воды: фазовая диаграмма состояния воды: лед, жидкость, пар

АТ-точки возгонки и конденсации

ВТ-линия перехода из тв в жидкое сос-е (t плавления или замерзания)

ТС-привая парообразования или конденса­ции паров в жид-ть

Т-вариантная точка (тройная)

Правило фаз: f=k-p+2

f-степень свободы

k-компоненты смеси

p-кол-во фаз

ВТ 1-1+2=2

АТ,ВТ,СТ 1-2+2=1

Т 1-3+2=0

Вода – биорастворитель. Организм чело­века на 2/3 состоит из воды. Все физиоло­гичские жидкости – либо истинные либо каллоидные растворы.

Питьевая вода – раствор.

Гидратация: растворение с образованием химических связей частиц растворенного в-ва и растворителя (т. е. воды)

Обр-е гидратов

CaCl2 + 6H2O CaCl2*6H20

Аквакомплексы: гидраты в котором лиган­дами служат только молекулы воды

{Ca(H2O)6}²⁺ CL₂^-

кристаллические в-ва включающие такого

рода комплексы называют кристаллогид­ратами.

Химия: наука о составе, строении, св-вах, превращениях в-в и явлениях, их сопрово­ждающих.

Все в природе представляем собой различ­ные виды движущейся материи. Движе­ние-форма существования материи. Пре­вращение в-в и сопровождающие их явле­ния-сущность химической формы движе­ния молекул, которая определяется взаи­модействием электронных оболочек. От­сюда тесная связь химии со многими есте­ственными науками – геологией, биоло­гией, физикой и др.

На границе биологии, неорганической и биологической химии появилась новая наука – бионеорганическая химия, задачей которой является изучение химических процессов, протекающих в клетках живых организмов при участии соединений био­генных элементов.

Велико значение химии в современной медицине. В организме реализуется около миллиона процессов, каждый из них пред­ставляет совокупность превращений. Раз­нообразные биологические функции жи­вых организмов определяются теми или иными хим реакциями. Понимание хим процессов, лежащих в основе болезни помогают направленному поиску их лече­ния. Успехи современной медицины во многом обусловлены достижением химии. Большинство лекарств синтезировано химиками, они создают витамины, гор­моны. Достижения химии используют и в хирургии: антимикробные, противоожого­вые препараты, перевязочные средства, исскуственные органы. В клинической химии применяют качественный и количе­ственный анализ для диагностики. Таким образом применение химии в медицине подчеркивает мысли М. В. Ломоносова, что медик без довольного познания химии совершенен быть не может!

Растворением называется гомогенные системы, состоящие из растворителя и растворенного вещества и их продуктов взаимодействия. Давление практически не влияет на растворимость. Для тв+рас-ль можно придти к выводу: для эндотермиче­ского положения повыш t приводит к уве­лич растворимости, для экзотермического процесса-к уменьшению. Смешание 2 жидкостей:

-неограниченная растворимость

-ограниченная растворимость

-почти полная нерастворимость

Растворение газов в жигкостях почти все­гда процесс экзотермический. Происходит значительное уменьшение V сис-мы. Если газ малорастворим и давление невелико, то растворимость газа пропорциональна его давлению.

Закон Генри-Дальтона: растворимость каждого из компонентов газовой смеси при t=const пропорциональна парциаль­ному p компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси и инди­видуальности других компонентов.

Закон Сеченова: растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается, происходит высаливание газов.

Биологическая роль растворимости в-в связана со способностью их проходить через биологические мембраны. Неэлек­тролиты транспортируются в соответствии с их растворимостью в липидах, электро­литы-со степенью их диссоциации и рас­творимостью в липидах недиссоциирован­ных молекул.

Na⁺

а)реакция с дигидроантимонатом калия, образуется дигидроантимонат натрия. NaCL+KH₂SbO₄=NaH₂SbO₄(белый осадок)

Na⁺+H₂SbO₄^-=NaH₂SbO₄

Следует проводить в нейтральной среде т. к.

NaH₂SbO+2NaOH=Na₃SbO₄+2H₂O

KH₂SbO+HCL=HsbO₃+KCL+H₂O

б)микрокристаллоскопическая р-ция с ацетатом уранила UO₂(CH₃COO)_2, образуются желтые тетраэдры и октаэдры ацетата натрия уранила.

в)реакция окрашивания пламени. Летучие соед-я натрия окрашивают пламя в желтый цвет.

K⁺

Осаждение гидротартратом натрия

K⁺+HC₄H₄O₆^-=KHC₄H₄O₆

Нейтральная среда, высокая концентрация, охлаждение, центр кристаллизации.

KHC₄H₄O₆+H⁺=H₂C₄H₄O₆+K⁺

KHC₄H₄O₆+OH^-=K⁺+C₄H₄O₆^2-+H₂O

Mg²⁺

Образование фосфат магний – аммония при действии р-ра гидрофосфата натрия в аммонийной смеси

MgCL₂+Na₂HPO₄+NH₄OH=MgNH₄PO₄+2NaCL+

+H₂O (белые кристаллы)

осадок р-рим в сильных и слабых к-тах.

MgNH₄PO₄+3HCL=MgCL₂+NH₄CL+H₃PO₄

2 MgNH₄PO₄+4CH₃COOH=2CH₃COONH₄+

+Mg(H₂PO₄)₂+Mg(CH₃COO)₂

Ca²⁺

а)Образование оксалата натрия при действии р-ра оксалата аммония

Ca²⁺+C₂O₄=CaC₂O₄(осадок)

Р-рим в соляной и нерам-рим в уксусной к-те

CaC₂O₄+2H⁺=H₂C₂O₄+Ca²⁺

б)микрокристаллоскопическая р-ция с серной к-той, с образованием пучков игл – кристаллов гипса CaSO₄*2H₂O

в)летучие соли Са окрашивают бесцветное пламя в кирпично – красный цвет.

Ba²⁺

а)образование хромата бария при действии хромата калия

K₂CrO₄+2BaCL₂=BaCrO₄+2KCL

Ba²⁺+CrO₄^2-=BaCrO₄

Р-рим в соляной и нерам-рим в уксусной к-те

2BaCrO₄+2H⁺=2Ba²⁺+CR₂O₇^2-+H₂O

2BaCrO₄+4HCL=2BaCL₂+H₂Cr₂O₇+H₂O

б)образование осадка при действии серной к-ты

Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄

Cr³⁺

а)образование зеленого осадка гидроксида зрома при действии щелочи

Cr³⁺+3OH^-=Cr(OH)₃

CrCL₃+3NaOH=Cr(OH)₃+3NaCL

амфотерен

Cr(OH)₃+3H⁺=Cr³⁺+3H₂O

Cr(OH)₃+3HCL=CrCL₃+3H₂O

Cr(OH)₃+OH^-=CrO₂^-+2H₂O

Cr(OH)₃+NaOH=NaCrO₂+2H₂O

Cr(OH)₃+3NaOH=Na₃[Cr(OH)₆] зеленый р-р

б)окисление соли хрома пероксидом водорода в щелочной среде. Изменение окраски из сине-зеленой в желтую

2CrCL₃+3H₂O₂+10KOH=2K₂CrO₄+6KCL+

+8H₂O

в)окисление перманганатом калия в кислой среде. Образование оранжевой окраски.

Cr₂(SO₄)₃+KMnO₄+H₂O=H₂Cr₂O₇+MnSO₄+

K₂SO₄+H₂SO₄

Mn²⁺

a)гидроксид натрия осаждает гидроксид марганца

Mn²⁺+2OH^-=Mn(OH)₂

MnCL₂+2NaOH=Mn(OH)₂

Легко р-рим в к-тах и не р-рим в щелочах

Mn(OH)₂+2H⁺=Mn²⁺+2H₂O

Mn(OH)₂+2HCL=MnCL₂+2H₂O

Быстро окисляется до марганцеватистой к-ты

Mn(OH)₂+O₂=2H₂MnO₃

б)окисление пероксидом водорода в щелочной среде. Темно-бурая окраска

MnCL₂+H₂O₂+2NaOH=H₂MnO₃+2NaCL+H₂O

в)окисление оксидом свинца. Малиновая окраска

2Mn(NO₃)₂+5PbO₂+6HNO₃=2HmnO₄+5Pb(NO₃)₂+

+ 2H₂O

Fe²⁺

а)щелочи осаждают серо-зеленый гидроксид железа

Fe²⁺+2OH^-=Fe(OH)₂

FeCL₂+2NaOH=Fe(OH)₂+2NaCL

Легко р-рим в к-тах и не р-рим в щелочах

Fe(OH)₂+2H⁺=Fe²⁺+2H₂O

Fe(OH)₂+2HCL=FeCL₂+2H₂O

б)образование осадка турнбулевой сини

3Fe²⁺+2[Fe(CN)₆]^3-=Fe₃[Fe(CN)₆]₂

3FeCL₂+2K₃[Fe(CN)₆]= Fe₃[Fe(CN)₆]₂+6KCL

разлагается щелочами

Fe₃[Fe(CN)₆]₂+6OH^-=3Fe(OH)₂+2[Fe(CN)₆]^3-

Fe₃[Fe(CN)₆]₂+6KOH=3Fe(OH)₂+2K₃[Fe(CN)₆]

Fe³⁺

а)щелочи осаждают красно-бурый осадок

Fe³⁺+3OH^-=Fe(OH)₃

FeCL₃+3NaOH=Fe(OH)₃+3NaOH

Легко р-рим в к-тах и не р-рим в щелочах

Fe(OH)₃+3H⁺=Fe³⁺+3H₂O

б)образование берлинской лазури

4Fe³⁺+3[Fe(CN)₆]^4-=Fe₄[Fe(CN)₆]₃

4FeCL₃+3K₄[Fe(CN)₆]=Fe₄[Fe(CN)₆]₃+12KCL

разлагается щелочами

Fe₄[Fe(CN)₆]₃+12OH^-=4Fe(OH)₃+3[Fe(CN)₆]^4-

Fe₄[Fe(CN)₆]₃+12KOH=4Fe(OH)₃+3[Fe(CN)₆]^4-

в)реакция образование роданида железа кроваво-красного цвета

Fe³⁺+3CNS^-=Fe(CNS)₃

FeCL₃+3KCNS=Fe(CNS)₃+3KCL

Cu²⁺

а)действие избытка гидроксида аммония с образованием аммиаката меди ярко-синего цвета

2Cu²⁺+SO₄^2-+2NH₄OH=Cu₂(OH)₂SO₄+2NH₄⁺

Cu₂(OH)₂SO₄+2NH₄⁺+6NH₄OH=2[Cu(NH₃)₄]²⁺+

+SO₄^2-+8H₂O

б)действие гексацианоферрат калия с образованием гексацианоферрата меди.

2Cu²⁺+4K⁺+[Fe(CN)₆]^4-=Cu₂[Fe(CN)₆]+4K⁺ (красный осадок)

растворим в гидроксиде аммония

Cu₂[Fe(CN)₆]+12NH₄OH=2[Cu(NH₃)₄](OH)₂+

+(NH₄)₄[Fe(CN)₆]+8H₂O

при действии щелочи переходит в менее растворимый гидроксид меди

Cu₂[Fe(CN)₆]+4OH^-=2Cu(OH)₂+[Fe(CN)₆]^4-

Ag⁺

а)образование хлорида серебра при действии соляной к-ты или солей

Ag⁺+CL^-=AgCL

AgCL+2NH₄OH=[Ag(NH₃)₂]⁺+CL^-+2H₂O

б)образование осадка хромата серебра кирпично-красного цвета при действии хромата калия

2Ag⁺+CrO₄^2-=Ag₂CrO₄

растворим в гидроксиде аммония с образованием комплексного иона и в азотной к-те

2 Ag₂CrO₄+4H⁺+4NO₃^-=2H⁺+Cr₂O₇^2-+4Ag⁺+

+4NO₃^-+H₂O

2 Ag₂CrO₄+2H⁺=4Ag⁺+Cr₂O₇^2-+H₂O

Zn²⁺

а)с щелочами образует белый осадок

Zn²⁺+2OH^-=Zn(OH)₂

Растворимый в щелочах и к-тах, что указывает на амфотерность

Zn(OH)₂+2H⁺=Zn²⁺=Zn²⁺+H₂O

Zn(OH)₂+2OH^-=ZnO₂^2-+2H₂O

В водном р-ре диссоциирует двояко

2H⁺+ZnO₂^2-=Zn(OH)₂=Zn²⁺+2OH^-

б)образоване аммиачного комплексного иона с при действии избытка гидроксида аммония

Zn²⁺+4NH₄OH=[Zn(NH₃)₄]²⁺+4H₂O

С р-ром гексацианоферрата калия в нейтральной или слабокислой среде образует осадок

3Zn²⁺+2K⁺+2[Fe(CN)₆]^4-=K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂

хорошо растворяется в щелочах

K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂+12KOH=2K₄[Fe(CN)₆]+

+3K₂ZnO₂+6H₂O

K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂+12OH^-=2K⁺+2[Fe(CN)₆]^4-+

+3ZNO₂^2-+6H₂O

в)микрокристаллоскопическая реакция с хлоридом ртути и роданидом аммония дает комплексное соединение имеющее форму дендритов и крестов

Zn²⁺+[Hg(CNS)₄]^2-=Zn[Hg(CNS)₄]

Hg²⁺

а)образование белого осадка амидохлорида ртути при действии гидроксида аммония

HgCL₂+2NH₄OH=HgNH₂CL+NH₄CL+2H₂O

Hg²⁺+2CL^-+2NH₄OH=NH₂HgCL+NH₄⁺+CL^-+ +2H₂O

б)восстанавливается хлоридом олова до металлической ртути

2HgCL₂+SnCL₂=Hg₂CL₂+SnCL₄

Hg₂CL₂+SnCL₂=2Hg+SnCL₄

в)металлической медью восстанавливается до металлической ртути

Hg²⁺+Cu=Hg+Cu²⁺

г)йодид калия образует красный осадок растворимый в избытке йодида калия с образованем комплексного соединения

Hg²⁺+2I^-=HgI₂

HgI₂+2KI=K₂[HgI₄]

HgI₂+2I^-=[HgI₄]^2-

Hg₂²⁺

а)образование белого осадка каломели при действии соляной к-ты

Hg₂²⁺+2CL^-=Hg₂CL₂

При действии гидроксида аммония образуется амидохлорид ртути и металлическая ртуть

2Hg₂CL₂+2NH₄OH=HgNH₂CL+Hg+NH₄⁺+CL^-+

+2H₂O

б)восстанавливается хлоридом олова до металлической ртути с промежуточным белым осадком Hg₂CL₂

Hg₂CL₂+SnCL₂=2Hg+SnCL₄

в)металлическая медь восстанавливает до металлической ртути

Hg₂²⁺+Cu=2Hg+Cu²⁺

CO₃^2-

а)образуется белый осадок карбоната бария при действии солей бария

CO₃^2-+Ba²⁺=BaCO₃

Na₂CO₃+BaCL₂=BaCO₃+2NaCL

Хорошо растворим в минеральных к-тах

BaCO₃+2H⁺=Ba²⁺+CO₂+H₂O

BaCO₃+2HCL=BaCL₂+CO₂+H₂O

BaCO₃+2CH₃COOH=Ba(CH₃COO)₂+CO₂+H₂O

б)вытеснение углекислого газа при действии к-т

Na₂CO₃+2HCL=2NaCL+CO₂+H₂O

Помутнение известковой воды

Ca(OH)₂+CO₂=CaCO₃+H₂O

C₂O₄^2-

а)образование белого осадка оксалата бария при действии солями бария

C₂O₄^2-+Bа²⁺=BaC₂O₄

Na₂C₂O₄+BaCL₂=BaC₂O₄+2NaCL

Хорошо растворяется в минеральной к-те и не растворяется в уксусной

BaC₂O₄+2H⁺=H₂C₂O₄+Ba²⁺

BaC₂O₄+2HCL=H₂C₂O₄+BaCL₂

б)обесцвечивание перманганата калия в кислой среде

2KMnO₄+5Na₂C₂O₄+8H₂SO₄=2MnSO₄+5CO₂+

+K₂SO₄+8H₂O+5Na₂SO₄

CH₃COO^-

Действие хлорида железа при нагревании

FeCL₃+3CH₃COONa=Fe(CH₃COO)₃+3NaCL

При гидролизе образуется осадок дигидроксоацетата железа – красно-бурого цвета

Fe(CH₃COO)₃+2HOH=Fe(OH)₂(CH₃COO)+

+2CH₃COOH

NO₃^-

PO₄^3-

а)образование белого осадка при действии магнезиальной смеси

MgCL₂+Na₂HPO₄+NH₄OH=MgNH₄PO₄+2NaCL+

+H₂O

MgNH₄PO₄+3HCL=MgCL₂+NH₄CL+H₃PO₄

2 MgNH₄PO₄+4CH₃COOH=2CH₃COONH₄+

+Mg(H₂PO₄)₂+Mg(CH₃COO)₂

b)12(NH₄)₂MoO₄+Na₂HPO₄+23HNO₃=

(NH₄)₃PO₄*12MoO₃+2NaNO₃+21NH₄NO₃+12H₂O

S^-

SO₄^2-

а)образование белого осадка сульфата бария нерастворимого в минеральны и уксусной к-тах

Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄

б)образование белого осадка сульфата свинца

Pb²⁺+SO₄^2-=PbSO₄

Pb(NO₃)₂+Na₂SO₄=PbSO₄+2NaNO₃

Растворяется в избытке р-ра щелочи и образованием хорошо растворимого плюмбита натрия

PbSO₄+4OH^-=PbO₂^2-+SO₄^2-+2H₂O

PbSO₄+4NaOH=Na₂PbO₂+Na₂SO₄+2H₂O

S₂O₃^2-

а)образование белого осадка тиосульфата бария при действии солей бария

Ba²⁺+S₂O₃^2-=BaS₂O₃

BaCL₂+Na₂S₂O₃=BaS₂O₃+2NaCL

Растворяется при добавлении к-ты

BaS₂O₃+2HCL=H₂S₂O₃+BaCL₂

H₂S₂O₃=H₂O+S+SO₂

б)обесцвечивание р-ра йода

I₂+2Na₂S₂O₃=2NaI+Na₂S₄O₆

CL^-

Образование белого осадка хлорида серебра

Ag⁺+CL^-=AgCL

Растворимого в гидроксиде аммония

AgCL+2NH₄OH=[Ag(NH₃)₂]⁺+CL^-+2H₂O

Br^-

Окисление хлорной водой до свободного брома

2Br^-+CL₂=Br₂+2CL^-

2KBr+CL₂=Br₂+2KCL

I^-

а)окисление хлорной водой до свободного йода

2I^-+CL₂=I₂+2CL^-

2KI+CL₂=I₂+2KCL

б)образование желтого осадка йодида свинца

2I^-+Pb²⁺=PbI₂

2KI+Pb(CH₃COO)₂=PbI₂+2CH₃COOK

растворяется в избытке р-ра йодида свинц , образуя комплексное соединение

PbI₂+2I^-=[PbI₄]^2-

PbI₂+2KI=K₂[PbI₄]