- •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)
5.3. Химические свойства воды
Вода является слабым электролитом
Н-ОН ↔ Н+ + ОН-, Кд1 = 1,8·10-16.
Образующийся ион водорода взаимодействует с молекулой воды с образованием иона гидроксония
Н+ + Н2О = Н3О+,
но для простоты записывают только ион водорода (Н+).
Отдельные молекулы соединяются друг с другом с образованием ассоциатов
,
которые полностью разрушаются только при переходе из жидкого в газообразное состояние.
Средний состав ассоциата соответствует формуле (Н2О)4÷5. Следует отметить, ассоциаты могут иметь не только линейное, но разветвленное или циклическое строение.
Ассоциаты в своем составе содержат пустоты, которые могут заполняться молекулами таких газов как Хе, Cl2, С2Н6 и др. Клатраты при пониженных температурах от 0 до 24 0С выпадают в осадок в виде соединений соединении состава: Хе·6 Н2О, Cl2·8Н2О, С2Н6·6Н2О и др. соединений. Такие соединения называются соединениями включения или клатратами. Клатраты малоустойчивые соединения существующие только при низкой температуре. На практике они применяются для разделения смесей благородных газов, углеводородов и опреснения морской воды. Клатраты не следует путать с кластерами – соединения, содержащие группировки атомов, связанные друг с другом посредством d–металлов.
При растворении в воде основных классов неорганических соединений (кислот, оснований, солей) происходит их взаимодействие (гидратация) с образованием иногда относительно устойчивых соединений (кристаллогидратов), которые можно выделить из водного раствора.
Например: CuSО4·5Н2О, Nа2SО4·10Н2О, АlСl3 ·6Н2О, и др.
При растворении солей, образованных слабой кислотой или слабым основанием, протекает гидролиз
СН3СООNа → Nа+ + СН3СОО-.
СН3СОО- + Н+ОН- ↔ СН3СООН + ОН-,
реакция среды в данном случае щелочная.
Если кислота и основание, образующие эти соли, не только слабые электролиты, но и малорастворимые или разлагающиеся с образованием летучих продуктов, то гидролиз часто протекает необратимо. При этом образуются конечные продукты гидролиза - слабое основание и слабая кислота.
Совместный гидролиз хлорида алюминия и сульфида натрия
2 АlСІ3 + 3 Na2S + 6 НОН ↔ 2 А1(ОН)3 + 3 H2S + 6 NaCl,
2 Al3+ + 3 S2- + 6 НОН ↔ 2 А1(ОН)3 + 3 H2S.
В данном случае гидролиз протекает до образования конечных продуктов.
Многие соединения не могут существовать в водном растворе вследствие полного разложения(гидролиз).
Например – (NH4) 2СО3 = 2NH3↑+ СO2↑ + Н2О.
Степени окисления элементов в молекуле воды имеют значения – Н+12О-2 .
Н+ – только окислительные свойства, так как находится в максимальной степени окисления,
О-2 – только восстановительные, так как находится в минимальной степени окисления.
Величина окислительных и восстановительных свойства определяется значениями соответствующих окислительно-восстановительных потенциалов:
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-, φ0 = -0,83 В,
2Н2О - 4е = О2 + 4Н+, φ0 = +1,23 В.
Водород из воды могут вытеснять только очень активные металлы
Например – К + 2Н2О = Н2↑+ 2КОН.
На практике окислительные свойства воды применяются для получения ацетилена по реакции
СаС2 + 2Н2О = С2Н2 + Са(ОН)2.
Вытеснить кислород из воды может только фтор, как более электроотрицательный элемент.
Вода термодинамически крайне устойчивое соединение. Начинает разлагаться при 1000 0С по реакции
2Н2О = 2Н2 + О2.
Разложение воды на водород и кислород легко достигается при электролизе воды с инертным анодом.