- •Лекция 1 Введение
- •1 Основные понятия химии
- •Где м(х) – мольная масса вещества х, fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х.
- •2 Основные законы химии
- •1) Массы реагирующих веществ – прямо пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ:
- •2) Объемы реагирующих веществ – обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:
- •Лекция 2 основные классы неорганических соединений
- •1 Простые вещества
- •2 Сложные вещества
- •«Растворы»
- •Лекция №3
- •«Общие свойства растворов»
- •1 Классификация систем, состоящих из двух и более веществ
- •Дисперсные системы
- •Коллоидные растворы
- •3 Истинные растворы
- •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
- •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 Электролитическая диссоциация
- •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
- •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
- •3.3 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
- •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
- •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.Хладагентынеорганического 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)
Химия элементов
Лекция № 16
«Свойства s-элементов»
1. Щелочные металлы
Щелочные металлы относятся к первой группе и включают: литий(Li), натрий(Na), калий(К), рубидий (Rb), цезий(Сs) и франций(Fr).
На внешнем энергетическом уровне данных атомов находится один электрон, который атомы щелочных металлов легко отдают, превращаясь в однозарядные катионы. С увеличением порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, что приводит к усилению восстановительной активности.
Щелочные металлы характеризуются незначительной твёрдостью, малой плотностью и низкими температурами плавления.
Наиболее важными соединениями данных металлов являются:
гидроксид натрия (каустическая сода) – NаОН,
карбонат натрия (кальцинированная сода) – Nа2СО3,
гидрокарбонат натрия (питьевая сода) – NаНСО3.
Калий относится к элементам необходимым для питания растений. Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей.
2. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы
Бериллий(Ве), магний(Мg) и щелочноземельные металы(Са, Sr, Ва) являются S-элементами второй группы.
Бериллий и магний существенно отличаются от остальных элементов данной группы:
бериллий является амфотерным металлом,
магний образует основание средней силы,
кальций, стронций и барий образуют сильные основания.
Данные металлы имеют на внешнем уровне два электрона и сравнительно легко их теряют, превращаясь в двухзарядные катионы. Они имеют большую, чем щелочные металлы, твёрдость и довольно высокие температуры плавления.
Бериллий и его соединения крайне токсичны.
Магний нужен растениям, так как входит в состав хлорофилла.
Кальций относится к числу наиболее распространенных элементов в природе:
оксид кальция (негашеная известь) – СаО,
гидроксид кальция (гашеная известь) – Са(ОН)2,
сульфат кальция (гипс) – СаSО4·2Н2О.
Карбонат кальция (известняк, мел) –СаСО3.
При термическом разложении получают негашеную известь и углекислый газ
СаСО3 = СаО + СО2↑.
3. Химические свойства s-элементов
I- и II- ГРУППЫ
Данные металлы обладают высокой химической активностью. Сравнительную химическую активность их можно определить по положению в электрохимическом ряду.
Следует обратить внимание на то, что литий по положению в электрохимическом ряду самый активный металл (φ0 = -3,045 В), хотя по значению энергии ионизации (Е = 5,39 эВ) он, в сравнении с остальными щелочными металлами, является самым слабым восстановителем. Положение металла в электрохимическом ряду определяется суммой трех величин:
1) Энергией разрушения кристаллической решетки,
2) Энергией ионизации металла,
3) Энергией гидратации образовавшегося иона.
Энергии разрушения кристаллической решетки для данных металлов примерно одинаковы. Энергия ионизации атома лития самая высокая, но энергия гидратации иона лития, благодаря малому радиусу, аномально высокая, что по сумме данных трех величин делает литий электрохимически самым активным. В неводных растворителях, где энергия гидратации отсутствует, восстановительная активность лития согласуется с его положением в периодической таблице.
При взаимодействии щелочных металлов с кислородом воздуха образуют:
литий оксид – Li2О,
натрий пероксид – Nа2О2,
калий, рубидий и цезий надпероксиды – КО2.
Бериллий, магний и щелочноземельные металлы довольно быстро окисляются на воздухе с образованием оксидов.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов:
К2О + Н2О → 2 КОН,
СаО + Н2О → Са(ОН)2.
Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов способны взаимодействовать с углекислым газом с выделением кислорода, что позволяет использовать их в системах регенерации воздуха
2 ВаО2 + 2 СО2 → 2 ВаСО3 + О2.
.
Щелочные и щелочноземельные металлы также реагируют с другими неметаллами: галогенами, серой, азотом, водородом. При этом образуются соответствующие галогениды, сульфиды, нитриды и гидриды.
Пример – 2Na + Н2 → 2NaН.
Гидриды полностью разлагаются водой с образованием водорода и гидроксида металла
СаН2 + 2 НОН → Са(ОН)2 + 2 Н2.
Данные металлы вытесняют водород из воды, так как в элекрохимическом ряду стоят левее водорода.
Пример – Са + 2 НОН → Са(ОН)2 + Н2.
Ве(ОН)2 обладает амфотерными свойствами , т.е. взаимодействует с кислотами и щелочами:
Ве(ОН)2 + 2НСl = ВеСl2 + 2Н2О,
Ве(ОН)2 + 2NaОН → Na2[Ве(ОН)4] (в растворе),
Ве(ОН)2 + 2NaОН → Na2ВеО2 + 2 Н2О (в расплаве) .