- •Введение
- •1 Основные понятия и законы химии
- •1.1 Основные понятия химии
- •Где м(х) – мольная масса вещества х, fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х.
- •1.2 Основные законы химии
- •2 Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Простые вещества
- •2.2 Сложные вещества
- •Тема 2 «растворы» лекция №3 «общие свойства растворов»
- •1 Классификация систем, состоящих из двух и более веществ
- •2 Способы выражения состава растворов
- •1) Массовая доля (ω) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора
- •3) Равномерное распределение сольватов (гидратов) в растворителе. Является следствием диффузии и требует затраты энергии.
- •4 Растворимость
- •4.1 Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри
- •4.2 Растворимость твердых веществ в воде
- •Лекция № 4 «растворы неэлектролитов»
- •1 Свойства растворов неэлектролитов
- •1.1 Закон Рауля
- •2) Растворенное вещество – нелетучее и не диссоциирующее на ионы.
- •1.2 Криоскопический и эбуллиоскопический законы Рауля
- •- Криоскопический закон, - эбуллиоскопический закон,
- •2 Осмос
- •3 Применение законов Рауля и уравнения Вант-Гоффа к растворам электролитов
- •Лекция № 5 «растворы электролитов»
- •1.2 Диссоциация слабых электролитов
- •2 Закон разбавления Оствальда
- •3 PH водных растворов
- •3.1 Ионное произведение воды
- •Ионно-обменные и окислительно-восстановительные реакции
- •Лекция № 6
- •«Ионно-обменные реакции»
- •3) Образование осадков
- •4) Образование комплексных соединений
- •3 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов.
- •Лекция № 7 «Гидролиз солей»
- •1 Общие представления о гидролизе
- •2 Различные случаи гидролиза
- •1) Гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой
- •4) Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами
- •5) Совместный гидролиз двух солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием
- •5 Смещение равновесия при гидролизе
- •5.1 Влияние добавок различных веществ на гидролиз
- •5.2 Влияние температуры на смещение гидролиза
- •5.3 Влияние концентрации гидролизующейся соли
- •Лекция № 8 «окислительно-восстановительные реакции»
- •1 Основные понятия
- •5 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами
- •Электрохимические процессы
- •Лекция №9
- •«Гальванические элементы»
- •1 Электродный потенциал на границе металл – раствор
- •2 Принцип работы гальванического элемента
- •3 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд
- •4 Уравнение Нернста
- •96500 Кл/моль),
- •5 Элементы
- •Лекция № 10 «электролиз»
- •3 Количественные расчёты в электролизе
- •4 Аккумуляторы
- •1) Свинцовый аккумулятор
- •2) Кадмиево-никелевый аккумулятор (кн)
- •3) Железо-никелевый аккумулятор (жн)
- •Лекция № 11 «коррозия и защита металлов от коррозии»
- •2.2 Гальванокоррозия
- •1) Гальванокоррозия чугуна в нейтральной среде:
- •2) Гальванокоррозия чугуна в кислой среде:
- •3) Контактная коррозия железа и меди в нейтральной среде.
- •2.3 Электрокоррозия
- •3 Способы защиты металлов от коррозии
- •3.1 Изолирование металлов от внешней среды
- •1) Гальванокоррозия оцинкованного железа в нейтральной среде
- •2) Гальванокоррозия луженого железа в кислой среде
- •3.2 Изменение состава коррозионной среды
- •3.3 Рациональное конструирование
- •3.4 Электрохимические способы защиты от коррозии
- •1) Протекторная защита.
- •2) Катодная защита.
- •Тема 5 основные закономерности протекания химических процессв лекция № 12
- •1 Энергетика химических процессов.
- •2 Закон Гесса
- •Разберем данный вопрос на примере образования из простых веществ углекислого газа. Данное превращение можно провести по реакции
- •Или через промежуточный продукт (со) в две реакции:
- •1) Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением
- •2) Рассчитать количество тепла, необходимое для испарения 1 м3 воды.
- •9.3 Энтропия
- •9.4 Энергия Гиббса
- •Лекция № 13
- •Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.
- •1 Скорость реакции
- •1. История развития учения о строении атома
- •1.1. Модель атома по резерфорду
- •1.2. Модель атома по бору
- •1) Электрон в атоме может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по строго определённым орбитам, которые называются стационарными.
- •2) Двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает энергию.
- •1) Была неприменима для описания спектров атомов более сложных, чем водород;
- •2) Не могла объяснить различной интенсивности спектральных линий в спектре даже атома водорода.
- •1.3. Современные представления об атоме
- •2. Квантово–механическая модель атома
- •2.1. Квантовые числа
- •2.4. Соответствие электронных формул элементов и положением их в периодической таблице
- •3. Периодический закон и периодическая таблица д.И.Менделеева
- •3.1. Периодический закон
- •3.2.Периодическая таблица д.И.Менделеева
- •3.3 Периодичность изменения свойств элементов в периодической таблице
- •3.3.1 Радиусы атомов в периодах радиусы атомов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются вследствие увеличения электростатического взаимодействия электронов с ядром.
- •3.3. 6 Прогнозирование свойств элементов по положению в периодической таблице
- •Лекция № 15 «Химическая связь, строение молекул и строение вещества»
- •2. Метод валентных связей
- •1) Обменный – два атома предоставляют по одному электрону на образование общей электронной пары.
- •2) Донорно-акцепторный – один атом (донор) предоставляет электронную пару, а второй (акцептор) – свободную орбиталь.
- •3. Основные характеристики химической связи
- •4. Типы химических связей
- •4.1.Ковалентная связь – это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.
- •4.3. Металлическая связь
- •4.4. Водородная связь
- •5. Строение гидридов элементов II-периода
- •«Химическая связь, строение молекул и строение вещества»
- •2. Метод валентных связей
- •1) Обменный – два атома предоставляют по одному электрону на образование общей электронной пары.
- •2) Донорно-акцепторный –
- •3. Основные характеристики химической связи
- •4. Типы химических связей
- •4.1. Ковалентная связь – это связь между двумя атомами посредством общей электронной пары.
- •4.2. Ионная связь – это связь между противоположно заряженными ионами.
- •4.3. Металлическая связь
- •4.4. Водородная связь
- •Химия элементов
- •Лекция № 16
- •«Свойства s-элементов»
- •1. Щелочные металлы
- •2. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы
- •3. Химические свойства s-элементов
- •4. Физико–химические свойства водорода и гелия
- •5. Физико–химические свойства воды
- •5.2. Физические свойства воды
- •5.3. Химические свойства воды
- •Лекция № 17 «жесткость воды»
- •1. Общие понятия
- •3. Единица измерения жесткости
- •4. Водоподготовка
- •5. Водоумягчение
- •1.3. Алюминий
- •1.4. Индий. Галлий. Таллий
- •2.1. Электронное строение и общая характеристика
- •2.2. Углерод и его соединения
- •2.3. Кремний
- •2.4. Германий. Олово. Свинец
- •Лекция № 19 «свойства р-элементов
- •V и VI групп»
- •1.1. Электронное строение и общая характеристика
- •1.2. Азот
- •1.3. Фосфор
- •1.4. Мышьяк, сурьма, висмут
- •2.1. Введение
- •2.2. Кислород
- •2.3. Сера
- •2.4. Сравнение свойств водородных соединений р-элементов VI группы
- •2.5. Селен. Теллур
- •Лекция № 20
- •1.1. Электронное строение и общая характеристика VII группы (галогены)
- •Галогены проявляют нечетные валентности
- •1.2 Физические свойства галогенов
- •1.3 Химические свойства галогенов
- •1.4 Водородные соединения галогенов
- •1 .5 Кислородсодержащие соединения галогенов
- •1.6 Применение галогенов
- •1.7 Положение в периодической таблице и общая характеристика р-элементов VIII группы
- •Лекция № 21
- •1. Определение комплексных соединений
- •1) Диссоциация сульфатов калия и алюминия
- •2) Дисоциация двойной соли – алюмокалиевых квасцов
- •3)Диссоциация комплексного соединения
- •2. Состав комплексных соединений
- •1) Комплексный ион – [Fe(сn)6]-3,
- •Примеры состава комплексных соединений
- •3. Номенклатура комплексных соединений
- •[Pt(nh3)4Cl2]Cl2 –хлорид дихлоротетраамминплатины (IV)
- •4. Диссоциация комплексных соединений
- •5. Реакции с участием комплексных соединений
- •5.1. Образование комплексных соединений
- •5.2. Преход от одного комплексного соединения к другому
- •5.3 Разрушение комплексного соединения
- •Лекция № 22
- •Введение
- •1.1. Физические свойства
- •1.2. Химические свойства
- •Вопрос № 3 Составьте уравнения реакций, протекающих при осуществлении следующих превращений Cu→Cu(no3)2→Cu(oh)2 →CuSo4.
- •Лекция № 23
- •Лекция № 24
- •2.1 Элементы триады железа
- •2.2 Платиновые металлы
- •Лекция 25 «органические соединения» введение
- •1) Замещения атомов водорода по связям с с–н,
- •2) Разрыва связей с–с.
- •1.2. Непредельные (ненасыщенные) углеводороды
- •Ацетилен с2н2, или сн±сн
- •2. Карбоциклические
- •2.1. Предельные циклические углеводороды
- •2.2. Ароматические углеводороды
- •3. Клыссы органических соединений
- •3.1. Галогенпроизводные
- •3.2. Спирты и фенолы
- •3.3. Простые эфиры
- •3.4. Альдегиды и кетоны
- •3.5. Карбоновые кислоты
- •3.6. Сложные эфиры карбоновых кислот. Жиры
- •3.7. Амины
- •3.8. Аминокислоты и белки
- •Лекция № 26 «полимеры» Введение
- •3.Поликонденсеционные полимеры
- •4. Структура и состояния полимеров
- •Лекция № 27 «рабочие вещества низкотемпературной техники» Введение
- •1 Моль co2 – 6·1023 молекул co2 – 44г – 22,4л(н.У.).
- •1. Хладагенты неорганического происхождения
- •1.1. Номенклатура неорганических хладагентов
- •1.2. Физические и химические свойства неорганических хладагентов
- •2. Хладагенты органического происхождения (углеводороды)
- •2.1. Строение и номенклатура
- •2.2. Физические и химические свойства
- •3. Хладагенты органического происхождения (галогенпроизводные)
- •3.2.Цепные реакции(пределы взрываемости, разрушение озонового слоя)
2.2. Углерод и его соединения
Углерод образует ряд аллотропных модификаций из которых наиболее известны алмаз и графит.
Алмаз – самое твердое вещество, поэтому в технике его применяют для обработки твердых материалов. Причина прочности алмаза заключается в атомной кристаллической решетке. В кристалле алмаза каждый атом углерода связан с четырьмя соседними атомами углерода посредством прочных химических связей. Будучи весьма твердым, алмаз является хрупким веществом. Не проводит электрический ток. При прокаливании в кислороде сгорает с образованием углекислого газа (СО2). При сильном нагреве без доступа воздуха превращается в графит. Алмаз получают искусственным путем из графита при давлении примерно 105 атмосфер и температуре около 3000 0С.
Графит – материал темно-серого цвета с металлическим блеском. Имеет слоистую структуру. Связи между отдельными слоями сравнительно слабые и легко отделяются друг от друга, что нашло применение в качестве смазочного материала (графитовая смазка). Проводит электрический ток. Химически довольно инертен, но при нагревании в кислороде сгорает до СО2.
«Аморфный» углерод (голь), благодаря большой активной поверхности, обладает высокой адсорбционной способностью.
Углерод проявляет высокую активность лишь при высоких температурах и служит хорошим восстановителем, что позволяет использовать его в металлургии для восстановления металлов из руд
Fе2О3 + 3 С = 2 Fе + 3 СO.
Оксид углерода (II) - несолеобразующий оксид; это бесцветный ядовитый газ, образуется при сгорании угля при недостатке кислорода вследствие протекания реакций:
С + О2 = СО2, СО2 + С = 2 СО.
При ультрафиолетовом облучении или в присутствии катализатора (активированный уголь) оксид углерода (II) соединяется с хлором, образуя чрезвычайно ядовитый газ фосген: СО + С12 = СОС12.
Оксид углерода (II) может соединяться со многими металлами с образованием карбонилов металлов:
Fe + 5 СО = Fe(CO)5 - пентакарбонил железа;
N1 + 4 СО = Ni(CO)4 - тетракарбонил никеля. Карбонилы металлов ядовиты. При высокой температуре они разлагаются с выделением металла и СО, что используется для получения высокочистых металлов.
Оксид углерода (IV) - легко сжижающийся под давлением бесцветный газ. Твёрдая углекислота при атмосферном давлении и температуре -78,5 °С без плавления переходит в газообразное состояние (сублимация). СО2 - ангидрид угольной кислоты.
Н2СО3 – слабая, неустойчивая кислота:
Н2СО3 ↔ Н2О + СО2↑.
Диссоциирует по типу слабого электролита:
Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3-, К1 = 4,5·10-7 ,
НСО-3 ↔ Н+ + СО32-, К2 = 4,7·10-11.
Угольная кислота образует:
1) средние соли (карбонаты),
2) кислые (гидрокарбонаты).
Карбонаты и гидрокарбонаты термически нестойки:
СаСОз = СаО + СО2↑,
Са(НСО3)2 = СаСО3↓ +СО2↑ + Н2О.
Карбонат натрия (кальцинированная сода) – является одним из главных продуктов химической промышленности. В водном растворе он гидролизуется по реакции
Nа2СО3 → 2Nа+ + СО3-2,
СО3-2 + Н+-ОН- ↔ НСО3- + ОН-.
Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) – широко используется в пищевой промышленности. Вследствие гидролиза раствор также имеет щелочную среду
NаНСО3 → Nа+ + НСО3-,
НСО3- + Н-ОН ↔ Н2СО3 + ОН-.
Кальцинированная и питьевая сода взаимодействуют с кислотами
Nа2СО3 + 2НСl ↔ 2NаСl + СО2↑ + Н2О,
2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- ↔ 2Nа+ + 2Сl- + СО2↑ + Н2О,
СО3-2 + 2Н+ ↔ СО2↑ + Н2О;
NаНСО3 + СН3СООН ↔ СН3СООNа + СО2↑ + Н2О,
Nа+ + НСО3- + СН3СООН ↔ СН3СОО- + Nа+ + СО2↑ + Н2О,
НСО3- + СН3СООН ↔ СН3СОО- + СО2↑ + Н2О.
Соединения углерода с металлами и другими менее электроотрицательными элементами называются карбидами.
Карбид кальция при взаимодействии с водой разлагается с образованием ацетилена
СаС2 + 2НОН = Са(ОН)2 + С2Н2.
Синильная кислота (НСN) и её соли (КСN – цианид калия) чрезвычайно ядовиты.
Карбамид (СО(NН2)2) – используется в сельском хозяйстве как азотное удобрение и добавка к корму животных.