- •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)
1.3. Алюминий
Алюминий самый распространенный на земле металл. Из-за высокой химической активности в природе встречается преимущественно в виде оксида (А12О3).
В свободном виде это серебристо-белый металл, покрытый прочной оксидной плёнкой, которая защищает его от дальнейшего окисления.
В кислотах и щелочах оксидная плёнка растворяется
Аl2О3 + 6НСl = 2А1Сl3 + 3Н2О,
Аl2О3 + 2КОН = 2КА1О2 + Н2О (при сплавлении),
Аl2О3 + 2КОН + 3Н2О = 2К[А1(ОН)4] (в растворе).
Лишённый оксидной пленки алюминий вытесняет водород даже из воды
2 А10 + 6 Н+2О = 2 А1+3(ОН)3 + 3 Н02
Аl0 - 3е = Аl+3 -3 · 2 = -6 е (φ0 = -1,66 В),
2Н+ + 2е = Н2 +2 · 3 = +6 е (φ0 = 0,00 В).
В исходном состоянии толщинка оксидной пленки составляет примерно 25 мкм, что не обеспечивает необходимой коррозионной стойкости, поэтому на практике посредством оксидирования доводят толщину оксидной пленки до 250 мкм.
Алюминий в порошкообразном состоянии или в виде металлической фольги при нагревании на воздухе воспламеняется и сгорает ослепительным белым пламенем с выделением большого количества тепла
2А1 + 3∕2О2 = А12О3, ΔН0298 = -1676 кДж.
Высокая теплота образования оксида алюминия применяется на практике для сварки железных изделий по реакции
2А1 + Fе2О3= А12О3, + 2Fе, ΔН0298 = -841,7 кДж
.
Данного количества теплоты достаточно для плавления не только образовавшегося железа, но и поверхностного слоя железных изделий, находящихся в контакте.
В виде чистого металла благодаря легкости и относительно высокой электропроводности применяется для изготовления проводов.
Сплавы на основе алюминия по широте применения занимают второе место после стали и чугуна. Данные сплавы (дуралюмины) характеризуются легкостью, прочностью, коррозионной стойкостью, простотой получения и обработки и относительной дешевизной.
Из соединений алюминия следует отметить:
сульфат алюминия Аl2(SО4)3 применяется для очистки воды,
алюмокалиевые квасцы К[А1 (SО4)2]· 12Н2О применяются для дубления кож и в красильном деле.
1.4. Индий. Галлий. Таллий
Индий, галлий и таллий в свободном состоянии представляют собой серебристо-белые металлы с низкими температурами плавления, устойчивые к окислению кислородом воздуха. Воду они не разлагают. По химическим свойствам галлий и индий близки к алюминию.
Галлий применяется в высокотемпературных термометрах благодаря большому температурному диапазону жидкого состояния (от 29,8 до 2205 0С) и в славах с золотом в ювелирном и зубоврачебном деле.
Индий применяется вместо серебра для покрытия рефлекторов, для покрытия вкладышей подшипников и в легкоплавких предохранителях.
Таллий находит небольшое по объёму, но разнообразное применение. Он компонент многих свинцовых сплавов.
2. Р-ЭЛЕМЕНТЫ IV ГРУППЫ
2.1. Электронное строение и общая характеристика
В главную подгруппу IV группы входят: углерод (С), кремний (Si), германий (Gе), олово (Sn) и свинец (Рb).
Электронная формула валентной зоны данных элементов имеет вид – ns2nр2, а при переходе одного электрона с s на р-подуровень (возбуждённое состояние) – ns1nр3. Таким образом, элементы рассматриваемой подгруппы могут проявлять валентности 2 и 4.
При переходе от углерода к свинцу радиусы атомов увеличиваются, что приводит к усиливаются металлические свойства, которые проявляются уже у германия. Углерод и кремний являются неметаллами, а олово и свинец – типичные металлы.
На примере р-элементов хорошо просматриваются общие закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств элементов в периодической таблице. Сравнительный анализ данных свойств приведен в таблицах 1 и 2.
Таблица 1. Формулы оксидов и гидроксидов р-элементов IV группы
Оксиды |
Гидроксиды |
||||
II |
IV |
II |
IV |
||
кислота |
основание |
кислота |
основание |
||
СО |
СО2 |
нет |
нет |
Н2СО3 |
нет |
SiО |
SiО2 |
нет |
нет |
Н2SiО3 |
нет |
GеО |
GеО2 |
Н2GеО2 |
Gе(ОН)2 |
Н2GеО3 |
Gе(ОН)4 |
SnО |
SnО2 |
Н2SnО2 |
Sn(ОН)2 |
Н2SnО3 |
Sn(ОН)4 |
РbО |
РbО2 |
Н2РbО2 |
Рb(ОН)2 |
Н2РbО3 |
Рb(ОН)4 |
Таблица 2. Формулы солей р-элементов IV группы
II |
IV |
||
нет |
нет |
К 2СО3 |
нет |
нет |
нет |
К 2SiО3 |
нет |
К2GеО2 |
GеSО4 |
К 2GеО3 |
Gе(SО4)2 |
К 2SnО2 |
Sn SО4 |
К 2SnО3 |
Sn(SО4)2 |
К2РbО2 плюмбит калия
|
Рb SО4 сульфат свинца(II) |
К 2РbО3 плюмбат калия
|
Рb(SО4)2 сульфат свинца(IV) |
Из таблиц видно, что данные элементы являются аналогами и соответственно образуют основные классы неорганических соединений (оксиды, кислоты, основания и соли) одинакового состава. Можно также отметить, что в периоде основные свойства ослабевают а кислотные нарастают. Следует отметить, что самыми сильными окислительными свойствами обладают соединения Рb(IV), что находит применение в свинцовом аккумуляторе.