Презентация на тему: Неорганическая химия

Красноярск, 2008 900igr.net ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Сибирский федеральный университет Кафедра химии

Неорганическая химия

УДК 540 ББК 24.1 Н52 Авторы: С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова, Н. Н. Головнев, С. В. Сайкова Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине «Неорганическая химия» подготовлен в рамках реализации в 2007 г. программы развития ФГОУ ВПО «Сибирский федеральный университет» на 2007–2010 гг. по разделу «Модернизация образовательного процесса». Рецензенты: Красноярский краевой фонд науки; Экспертная комиссия СФУ по подготовке учебно-методических комплексов дисциплин Н52 Неорганическая химия. Презентационные материалы. Версия 1.0 [Электронный ресурс] : наглядное пособие / С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова и др. – Электрон. дан. (6 Мб). – Красноярск : ИПК СФУ, 2008. – (Неорганическая химия : УМКД № 265-2007 / рук. творч. коллектива С. Д. Кирик). – 1 электрон. опт. диск (DVD). – Систем. требования : Intel Pentium (или аналогичный процессор других производителей) 1 ГГц ; 512 Мб оперативной памяти ; 6 Мб свободного дискового пространства ; привод DVD ; операционная система Microsoft Windows 2000 SP 4 / XP SP 2 / Vista (32 бит) ; Microsoft PowerPoint 2003 или выше. ISBN 978-5-7638-1497-2 (комплекса) ISBN 978-5-7638-1498-9 (пособия) Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802707 от 22.12.2008 г. (комплекса) Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802736 от 20.12.2008 г. (пособия) Настоящее издание является частью электронного учебно-методического комплекса по дисциплине «Неорганическая химия», включающего учебную программу, курс лекций, лабораторный практикум, методические указания по самостоятельной работе, контрольно-измерительные материалы «Неорганическая химия. Банк тестовых заданий». Представлена презентация (в виде слайдов) теоретического курса «Неорганическая химия». Предназначено для студентов направлений подготовки бакалавров 150100.62 «Металлургия», 280200.62 «Защита окружающей среды» укрупненных групп 150000 «Металлургия, машиностроение, металлообработка», 280000 «Безопасность жизнедеятельности, природообустройство и защита окружающей среды». © Сибирский федеральный университет, 2008 Рекомендовано к изданию Инновационно-методическим управлением СФУ Разработка и оформление электронного образовательного ресурса: Центр технологий электронного обучения информационно-аналитического департамента СФУ; лаборатория по разработке мультимедийных электронных образовательных ресурсов при КрЦНИТ Содержимое ресурса охраняется законом об авторском праве. Несанкционированное копирование и использование данного продукта запрещается. Встречающиеся названия программного обеспечения, изделий, устройств или систем могут являться зарегистрированными товарными знаками тех или иных фирм. Подп. к использованию 01.09.2008 Объем 6 Мб Красноярск: СФУ, 660041, Красноярск, пр. Свободный, 79

Оглавление Общие сведения Модуль 1. Общетеоретические основы неорганической химии Раздел 1. Общие закономерности химических процессов Раздел 2. Строение атома и периодическая система Раздел 3. Химическая связь Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Модуль 2. Химия элементов и их соединений Раздел 6. Общая характеристика химических элементов Модуль 3. Химическая идентификация и анализ вещества *

Общие сведения

Цели курса Развитие компетенций, способствующих формированию выпускника нового поколения. Формирование у студентов химического мышления путем освоения основных закономерностей и общих методов химии как науки для решения различных химических проблем. Формирование творческих способностей будущих специалистов-бакалавров с помощью предметного содержания обучения и соответствующей организацией познавательной деятельности по его усвоению (лабораторный практикум, решение задач, как лабораторно-практического, так и теоретического направления). Овладение студентами теоретических основ и навыков современных химических и физико-химических методов, применяемых в аналитических лабораториях предприятий и научно-исследовательских институтах цветной металлургии. Введение *

Научить понимать природу химических реакций, используемых в металлургии цветных, редких и благородных металлов. Использовать общие закономерности протекания химических реакций, современное представление о строении атома, положения элементов в периодической системе и теорию химической связи. Научить прогнозировать и определять свойства соединений и направление химической реакции. Осуществлять анализ свойств неорганических веществ, исходя из строения атома элемента и положения его в периодической системе Д. И. Менделеева. Задачи курса Введение *

Физика Математика Физическая химия Общая химия Аналитическая химия Физико-химические методы анализа Спец. предметы Основы экологии Теория и технология пиро-, гидро-, электрометаллургии Межпредметная связь Неорганическая химия Введение *

КУРС Лабораторные занятия, 34 часа ЛЕКЦИИ, 51 час Самостоятельная работа, 95 часов ЭКЗАМЕН Компоненты курса Введение *

Неорганическая химия Содержание курса Модуль 1 Модуль 2 Модуль 3 Введение *

1. Коржуков, Н. Г. Неорганическая химия: учеб. пособие для вузов / Под науч. ред. Г. М. Курдюмова – М. : МИСИС, 2004. – 512с. 2. Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия / Н. С. Ахметов. – М. : Высш. шк., 2001. – 743с. 3. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 2002. – 780с. 4. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. школа, 2002. – 558с. 5. Понамарев, В. Д. Аналитическая химия (в двух частях). Ч. 1. Теоретические основы. Качественный анализ – М. : Высш. шк., 1982 – 288с. 6. Основы аналитической химии в 2-х кн., Книга 2. Методы химического анализа: учеб. для вузов под ред. А. Ю. Золотова. 2-е изд., перераб. и доп. – М. : Высш. шк., 1999 – 494с. Библиографический список Введение *

Модуль 1 Общетеоретические основы неорганической химии

Раздел 1 Общие закономерности химических процессов Общетеоретические основы неорганической химии *

Типы систем Энергия Энергия Энергия Изолированная система Закрытая система Открытая система Вещества Вещества Вещества СИСТЕМА Внешняя среда Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 1. Элементы химической термодинамики

Энергия изолированной системы постоянна. Окружающие тела СИСТЕМА U Q 0 A 0 dU = Q – A Изменение внутренней энергии системы (dU) равно количеству теплоты ( Q), перешедшей от системы к внешней среде (или наоборот), за вычетом всех видов работ ( А), совершенных системой над внешней средой (или наоборот). Первый закон термодинамики Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 1. Элементы химической термодинамики

Закон Гесса Тепловой эффект химических реакций зависит только от вида и состояния исходного вещества и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Следствие: тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения (продуктами), и теплотами образования всех веществ в левой части (реагентами), взятых со стехиометрическими коэффициентами (для теплоты сгорания – наоборот!). Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 1. Элементы химической термодинамики

Н1 = Н2 + Н3 Энтальпийная диаграмма окисления графита Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 1. Элементы химической термодинамики

Самопроизвольные процессы Перемешивание газов Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 1. Элементы химической термодинамики

Направление процессов Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 1. Элементы химической термодинамики

Третий закон термодинамики Энтропия идеального кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Планк (1911 г.) Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 1. Элементы химической термодинамики

0 1 – H>0, S

Химические реакции Факторы, влияющие на скорость Скорость химических реакций Природа веществ Концентрация Температура Давление Катализатор Гетерогенные Гомогенные Молекулярность Порядок реакции Закон действия масс Закон Вант-Гоффа Теория активированного комплекса Химическая кинетика Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

  аА + bВ + …… = сС + dD +….   2CO(г)+О2(г)= О2(г) Закон действующих масс Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Изменение вида кривой распределения при повышении температуры Зависимость скорости реакции от температуры Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного комплекса А + В начальное (исходные вещества) [А…В]# переходное (активированный комплекс) АВ конечное (продукты реакции) Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Графит и алмаз Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Катализ Положительный Отрицательный Автокатализ Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов. Каталитические яды – вещества, ухудшающие действие катализаторов. Ингибиторы – вещества, уменьшающие скорость реакции. Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Химические реакции Необратимые Обратимые Химическое Равновесие Гомогенное Гетерогенное Константа равновесия Смещение равновесия Принцип Ле-Шателье Химическое равновесие Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

∆G0 = RT lnKp 2NO2 N2O4 Химическое равновесие в гомогенных системах Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Принцип Ле-Шателье: если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, то в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие. Анри-Луи Ле-Шателье (1850–1936 ) Смещение химического равновесия Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Фазовая диаграмма воды Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов * Тема 2. Химическая кинетика и равновесие

Раздел 2 Строение атома и периодическая система Общетеоретические основы неорганической химии *

Модель Томсона Модель Резерфорда Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 3. Электронное строение атома

+ hv – hv E = En – E(n–1) = hv Модель Бора Модель Зоммерфельда n = 3 n = 2 Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 3. Электронное строение атома

Уровень Орбитали n L mL S p d f 1 0 0 2 0,1 0; –1,0,+1 3 2 1 0 1s

Формы s-, р- и d-электронных облаков (орбиталей) Названия предложены из анализа видов спектров: s – «резкая, отчетливая» (sharp); p – «главная»(principal); d – «диффузная, размытая» (diffuse); f – «основная» (fundamental); g – следующий за «f». Формы электронных орбиталей Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 3. Электронное строение атома

Квантовое число Принимаемые значения Характеризуемое свойство Примечание Главное (n) 1, 2, 3, …, ∞ Энергия (Е) уровня. Среднее расстояние (r) от ядра n = ∞ ― отсутствие взаимодействия с ядром, Е = 0 Орбитальное (l) 0, 1, …, (n – 1) всего n значение для данного n Орбитальный момент количества движения – расположение орбитали в пространстве Обычно используют буквенные символы: L: 0 1 2 3 4 s p d f g Магнитное (ml) – l, …,0,…, l всего 2l + 1 значение для данного l Ориентация собственного магнитного момента При помещении в магнитное поле орбитали с различными m1 имеют разную энергию Спиновое (ms) ±½ не зависит от свойств орбитали Проекция собственного момента количества движения Обозначают ↑ и ↓ Уравнение Шредингера Квантовые числа Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 3. Электронное строение атома

Энергетические уровни водородоподобного атома Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 3. Электронное строение атома

Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Изменение потенциала ионизации Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Электроотрицательность элементов Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Увеличение кислотный свойств Эn+ О Н Радиус , заряд ядра NaOН Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HСlO4 +2 +3 +6 – основный – амфотерный – кислотный CrO Cr(OH)2 Cr2O3 Cr(OH)3 H3CrO3 CrO3 H2CrO4 Кислотно-основные свойства соединений химических элементов Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Побочные K2CrO4 Усиление K2WO4 Окислительные свойства Восстановительные свойства Побочные Cr2O3 Усиление WO2 F2 Cl2 Br2 I2 F Cl Br I Sn2+ Pb2+ VIA S+6 Se+6 VA As+5 Sb+5 Bi+5 IVA Sn+4 Pb+4 Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система * Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Раздел 3 Химическая связь Общетеоретические основы неорганической химии *

Ковалентная связь. Механизмы образования связи: насышаемость; направленность; типы гибридизации АО; метод молекулярных орбиталей. Химическая связь Ионная Ковалентная Металлическая Полярная 2 > > 0,5 Неполярная 0,4 > > 0 Межмолекулярное взаимодействие Основные типы химической связи Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Обменный механизм Донорно-акцепторный механизм Механизмы образования ковалентной связи Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Есв Изменение средней потенциальной энергии взаимодействия двух сближающихся атомов водорода Отталкивание ←Н dнн Притяжение 2 0 Е dсв Н→ 1 Изменение энергии в молекуле водорода Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Насыщаемость ковалентной связи Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

s – p p – p d – d -перекрывание -перекрывание Направленность ковалентной связи Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

P SP 180º S 120º sp2 Хлорид бериллия Хлорид бора Типы гибридизаций АО Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

sp3 S P C 109º sp3 Метан Типы гибридизаций Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

S P SP 180º BeCl2 Be Хлорид бериллия Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

S P В ВCl3 120º Хлорид бора Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

S P H C CH4 H H H 109º Строение молекулы метана Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

НСl Н2О NН3 СН4 Примеры молекул Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Метод молекулярных орбиталей Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Не2 Не2+ n = 0 Двухатомные гомоядерные молекулы 1-го периода Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Молекула кислорода ММО Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Ионная связь Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Ориентационное Индукционное Дисперсионное Водородная связь Межмолекулярное взаимодействие Эσ- — Нσ+ …Эσ- — Нσ+ …Эσ– — Нσ+ … Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь * Тема 5. Химическая связь

Раздел 4 Растворы и дисперсные системы Общетеоретические основы неорганической химии *

Дисперсные системы Грубодисперсные d>10–3 см Высокодисперсные 10–7

Кривые растворимости Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 6. Общие свойства растворов

Экзотермическая Q>0 , ∆H

Массовая доля Молярная концентрация Количество эквивалентов вещества Х Молярная масса эквивалента вещества Х Фактор эквивалентности Концентрация растворов Молярная концентрация эквивалента Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 6. Общие свойства растворов

Температуры кипения и кристаллизации растворов 1 закон Рауля: – 2 закон Рауля. Схема возникновения осмоса: 1 – полупроницаемая перегородка; 2 – начальный уровень растворов I и II (СII > CI); 3 – равновесный уровень растворов. Вант-Гофф Осмотическое давление Коллигативные свойства Давление пара над раствором Е – эбулиоскопическая; К – криоскопическая постоянная растворителя; Cm – моляльная концентрация раствора. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 6. Общие свойства растворов

Это растворы: щелочей; солей; неорганических кислот в воде; растворы ряда солей в органических растворителях. Электролиты Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

Этапы электролитической диссоциации полярных молекул (а) и ионных кристаллов (б): I – сольватация; II – ионизация; III – диссоциация. Диссоциация солей с ионной связью: средней KCl K+ + Cl ; Диссоциация полярных молекул: HCl H+ + Cl . СH3CОOН H+ + СH3CОО . Слабый электролит: кислой KHSO3 K+ + HSO3 ; основной CuOHNO3 CuOH+ + NO3 . Теория электролитической диссоциации Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

Соли Основания Кислоты Практически все HCl, HBr, HJ Слабые Cильные Классификация электролитов в воде Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: от LiОН к CsОН, Ba(ОН)2 H2SO4,HNO3,HClО3, НClO4 Кислоты Основания Соли Водный раствор аммиака, нерастворимые, амфотерные: Mg(OH)2, Be(OH)2. HF, H2S, HCN, H2SO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, H3PO3, H2SiO3, CH3COOH Некоторых металлов: HgCl2, CdJ2, Fe(CNS)3 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

В пробирку с водой добавляем CH3COOH + МЕТИЛ ОРАНЖ – Добавляем CH3COONa CH3COOH CH3COO _ + H+ CH3COONa CH3COO _ + Na+ цвет красный. H2O Смещение равновесия слабого электролита Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

Константа равновесия: СН3СООН Н+ + СН3СОО Закон разбавления Оствальда: Зависимости Кд некоторых слабых электролитов в водных растворах от температуры H3PO4 H2PO4 , К1= 7,1·10 – 3, = 27 %; H2PO4 HPO4 , К2= 6.2·10 – 8, = 0,15 %; HPO42 PO43 , К3 = 5.0·10 –13, = 0,005 %. Диссоциация: Растворы слабых электролитов Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

 рН < 7  рН > 7 Малиновый Бесцветный Фенолфталеин Лакмус Красный Фиолетовый Синий Метилоранж Розовый Оранжевый Желтый Индикаторы 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Бесцветный Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

НСI(г.) + H2О(ж.) H3О+(водн.) + СI (водн.) кисл.1 основ.2 кисл.2 основ.2 Кислота Основание – Протон Н+ Н+ NaOH(т.) + H2O(ж.) Na+(вод.) + OH (вод.) OH (вод.) + H3O+(водн.) 2 H2O(ж) Кислота – донор катионов водорода: НСl H+ + Сl NH4+ H+ + NH3 НCO3 H+ + CO32 . Основание – акцептор катионов водорода: NH3 + H+ NH4+ , АlОН2+ + H+ Аl3++ H2О, PO43 + H+ НPO42 . Протолитическая теория кислот и оснований Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

Необратимые реакции Образуется осадок (↓) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl Выделяются газообразные вещества Na2S+ 2HCl = H2S↑ + 2NaCl Образуется слабый электролит 2CH3COOK + H2SO4 = 2CH3COOH + K2SO4 Образуются комплексные соединения Hg(NO3)2 + 4KJ = K2[HgJ4] +2KNO3 Ионнообменные реакции Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

Гидролиз солей По аниону По катиону По катиону и аниону Совместный Гидролиз солей Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

NH4Cl NH4+ ZnCl2 Zn+2 Cu(NO3)2 Cu2+ Al2(SO4)3 Al+3 + Н2O NН4Cl + HOH NH4OH + H+ Cl NH4OH? + HCl NH4+ Среда кислая pH

PO43– CO32– K2S S2– NaСN CN– K3PO4 Na2CO3 NaСN + Н2O НСN + NaOH CN– + НOН НСN + OН Среда щелочная pH>7 Na+ Однозарядный анион : Na2SO3 + H2O = NaHSO3 + NaOH SO32 _ + H+ OH (HSO3)_ + OH_ Среда щелочная pH>7 2Na+ Гидросульфит натрия Многозарядный анион: Гидролиз по аниону Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

NН4СN + Н2O НСN + NН4OН CN– + НOН НСN + NН4OН Однозарядный катион и анион : NН4 + (NН4)2СО3 + Н2О NH4ОН + NH4НСО3, NH4+ + СО32 + HОН NH4OH + НСО3 . Однозарядный катион и многозарядный анион : Многозарядный катион и однозарядный анион : Zn(NO2) 2 + Н2О ZnОНNO2 + НNO2, Zn2+ + NO2 + HОН ZnОН+ + HNО2. Гидролиз по катиону и аниону Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

2AlCl3 + 3Na2CO3+ 3H2O 2Al(OH)3↓ + 3CO2 + 6NaCl Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O 2Cr(OH)3↓ + 3H2S + Na2SO4 2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O Cu2(OH)2CO3↓ + 4NaNO3 + CO2 Реакции обмена, сопровождающиеся гидролизом Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряженные пары «окислитель-восстановитель» – O1, В1 и O2, В2 . Хотя окисление без восстановления невозможно, сами процессы можно записать раздельно. Окислительно-восстановительные реакции Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции

H2+O2– Na2S+4O3 S0 H2+O–2 2О– +2е 2О-2 2О– -2е О20 Na2S–2 О20 Na2S+6O4 S+4 +6e S–2 S+4 +4e S0 S+4 – 2e S+6 Элементы в промежуточной степени окисления Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции

2Сu0 +O20 2Cu2+O2– 3H2S 2 +H2S+6O4 4S0 + 4H2O 6KI + 4H2S+6O4 3I20+S0 +3K2SO4+4H2O Межмолекулярные Внутримолекулярные (N–3H4)2Cr2+6O7 (t0) N20 + Cr2+3O3 + 4H2O 2NaN+5O3–2 2NaN+3O2 + O20 KCl+5O3–2 2KCl– + 3O20 Диспропорционирование 4KCl+5O3 KCl +3KCl+7O4 Cl20 + 2KOH KCl +KCl+1O +H2O 4Na2S+4O3 Na2S 2 + 3Na2S+6O4 Типы ОВР Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции

H2O KMnO4 Mn+2 MnO2 K2MnO4 H+ OH– 2KMnO4 + Na2SO3+ H2SO4 = MnSO4+ Na2SO4 + K2SO4 + H2O 5 3 2 5 3 2 KMnO4 + 5Na2SO3+ H2O = 2MnO2+ 3 Na2SO4 + 2KOH 2 KMnO4 + Na2SO3+ 2КOH = 2 K2MnO4+ Na2SO4 + H2O Перманганат калия Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции

[O2–]исх.в-в [O2–]кон.в-в а) кислая среда [O2–] + 2H+ = H2O; б) щелочная и нейтральная среды [O2–] + H2O = 2OH–. [O2–]исх.в-в [O2–]кон.в-в а) кислая и нейтральная среды Н2О = [О2–] + 2Н+; б) щелочная среда 2ОН– = [О2-] + Н2О. Ионно-электронный метод Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции

Zn 2е Zn2+ Zn 2е Zn2+ Zn 2е Zn2+ 2е Окисление Восстановление Равновесный потенциал Электродные процессы Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции

Распределение потенциала в двойном электрическом слое: r – расстояние от поверхности металла Два случая формирования потенциала: а – активный металл, отрицательный потенциал; б – малоактивный металл, положительный потенциал Двойной электрический слой а) б) Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Раствор ZnSO4 Zn + + + + + + + + + + + + + + + + + – – – – – – – – – – – – Раствор CuSO4 Cu – – – – – – – – – – – – – – – + + + + + + + + + + + + V 2e– Солевой мостик KCl + Схема гальванического элемента Zn0|ZnSO4||CuSO4|Cu0 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Zn0|ZnSO4||CuSO4|Cu0 А: Zn0 – 2e Zn2+ 0= 0,76 K: Cu2+ + 2e Cu0 0 = +0,34 Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 Анод – + окисление восстанов-ление Е0= 0К – 0А Е0Cu-Zn= 0,34 – (–0,76)=1,1В. Катод Процессы на аноде и катоде Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Электрохимическая коррозия Кислая среда: 2Н+ + 2 ē = Н2 О2 + 4Н+ + 4ē → 2Н2О Водородная деполяризация Кислородная деполяризация Нейтральная среда: O2+2H2O+4ē =4OH Fe(OH)2+O2→Fe(OH)3→FeOOH + H2O Коррозия металлов Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Методы защиты Электрохимические Неэлектрохимические Легирование металлов Защитные покрытия Анодное Катодное Изменение свойств коррозионной среды Рациональное конструирование изделий Метод протектора Катодная защита Анодная защита Защита от коррозии Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Протекторная защита Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

NaCl Na+ + Cl Катод: Na+ + е Na 2 Анод: 2Cl 2е Cl2 1 2Na+ +2Cl 2 Na + Cl2 А Н О Д К А Т О Д Na+ Na+ Электролиз расплава Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Катодные процессы Электролиз водных растворов Анодные процессы Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Na2SO4 + H2O Диссоциация: Na2SO4 2 Na+ + SO42 аноде (+) : SO42 , Н2О: 2 1 6Н2О = 2Н2 + 4ОН + O2 + 4Н+ 4 NaОН + 2Н2 + O2 + 2Н2SO4 Продукты на катоде: Н2 , NaОН; на аноде: O2 , Н2SO4. Электролиз Процессы, протекающие Общее уравнение электролиза 2 6 восстановление окисление Катод(–) Анод (+) 2Н2О + 2e = Н20 + 2ОН ; 2Н2О 4e = О20 + 4Н+. Инертные электроды Схема электролиза раствора Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Ni2+ + 2e = Ni0 2Н2О + 2e = Н20 + 2ОН ; NiSO4 + H2O Диссоциация: NiSO4 Ni2+ + SO42 на катоде (–) : Ni2+ , Н2О: аноде (+) : SO42 , Н2О: 1 1 Ni + 4Н2О = Ni + Н2 + 2ОН + O2 + 4 Н+ Ni + Н2 + O2 + Н2SO4 Продукты на катоде: Ni, Н2; на аноде: O2 , H2SO4. Электролиз Процессы, протекающие Общее уравнение электролиза 2 H2O восстановление окисление Катод(–) Анод (+) 2Н2О 4e = О20 + 4Н+. 2 Н2O 2H+ Инертные электроды Схема электролиза раствора Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

m = I·t·Э F где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э – эквивалентная масса вещества; I – сила тока, А; t – время, с; F – постоянная Фарадея: 96500 Кл/моль. При превращении одного моля эквивалентов вещества на электроде через него проходит 96500 Кл (А·с). Законы Фарадея Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы * Тема 9. Основы электрохимии

Модуль 2 Химия элементов и их соединений

Раздел 6 Общая характеристика химических элементов Химия элементов и их соединений *

Уменьшение радиуса атомов. Увеличение: сродства к электрону; окислительной активности. Ослабление металлических свойств. Увеличение радиуса атомов Уменьшение: сродства к электрону; окислительной активности Изменение свойств неметаллов Период Группа n IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 H He 2 B C N O F Ne 3 Al Si P S Cl Ar 4 Ga Ge As Se Br Kr 5 In Sn Sb Te I Xe 6 Tl Pb Bi Po At Rn 7 p1 p2 p3 p4 p5 p6 Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений

Изменение кислотных свойств соединений неметаллов +3 +5 H3PO3 – H3PO4 – H4P2O7 фосфористая фосфорная дифосфорная +4 +6 H2SO3 – H2SO4 – H2S2O3 сернистая серная тиосерная + +3 +5 +7 HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4 хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная Усиление кислотных свойств Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений

Кислоты Сильные электролиты Слабые электролиты HNO3 H2SO4 H2SeO4 HClO4 HClO3 H3PO2 H4P2O7 H2SO3* H2CO3 * HNO2 H3PO4 H3PO3 * – неустойчивые кислоты Кислоты неметаллов Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений

Структура катиона [Cu(NH3)2]+ Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 11. Комплексные соединения

Гибридизация атомных орбиталей при образовании пара- и диамагнитных комплексных ионов Ni+2 Комплексные соединения Ni+2 Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 11. Комплексные соединения

Распределение электронов по энергетическим подуровням в комплексе [Co(NH3)6]3+ Теория кристаллического поля Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 11. Комплексные соединения

Теория кристаллического поля Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 11. Комплексные соединения

Кристаллические решетки металлов а б в Кристаллические решетки металлов: а – кубическая объемно центрированная; б – кубическая гранецентрированная; в – гексагональная Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Образование энергетических зон в одновалентном металле Образование энергетических зон в одновалентном металле Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

1 – валентная зона; 2 – запрещенная зона; 3 – зона проводимости Образование энергетических зон в кристалле диэлектрика на примере алмаза Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

9,22 Au 3,89 Cs 6 7,57 Ag 4,18 Rb 5 7,72 Cu 4,34 K 4 I, эВ/моль d- металлы I, эВ/моль s- металлы Период Изменение энергии ионизации в подгруппах s- и d- элементов Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Бинарные соединения Оксиды – Na2O, BaO. Пероксиды – Na2O2, BaO2. Галиды – KCl, CaF2. Сульфиды – MnS, Al2S3. Гидриды – LiH, CaH2. Нитриды – Na3N, AlN. Карбиды – Be2C, CaC2. Фосфиды – Ca3P2, Na3P. Бориды – AlB, Mg3B2. Силициды – Mg2Si, Al4Si3. Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Кислотные Амфотерные Основные HMnO4 H2CrO4 HVO3 H2TiO3 VO(ОH)3 Ti(OH)4 Sc(OH)3 Ca(OH)2 KOH Mn2O7 CrO3 V2O5 TiO2 Sc2O3 CaO K2O Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Концентрированная азотная кислота Активные Ме = нитрат + NH3 (NH4NO3) + H2O HNO3( разб.) + ср.акт. Ме = нитрат + N2 (N2O, N2O3, HNO2) + H2O Малоакт. Ме = нитрат + NO + H2O NO3– +10 H+ + 8ē = NH4+ + 3H2O E° = 0,87 В; NO3– +4 H+ + 3ē = NO + 2H2O E° = 0,96 В; 2NO3– +10 H+ + 8ē = N2O + 5 H2O E° = 1,12 В; 2NO3– +12 H+ + 10ē = N2 + 6 H2O E° = 1,25 В; Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Актив. Ме = сульфат + H2S + H2O H2SO4(k) + Ср.акт. Ме = сульфат + S + H2O Мал.акт. Ме = сульфат + SO2 + H2O SO42– + 10H+ +8ē = H2S + 4 H2O E° = 0,31 B; SO42– + 4H+ +2ē = SO2 + 2 H2O E° = 0,31 B; SO42– + 8H+ +6ē = S + 4 H2O E° = 0,15 B. Концентрированная серная кислота Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Руды металлов Оксидные Fe2O3 – гематит Al2O3 · nH2O – боксит Cu2O – куприт SnO2 – касситерит MnO2 – пиролюзит Сульфидные PbS – гaленит FeAsS – арсенопирит FeS2 – пирит MoS2 – молибденит СuFeS2 – халькопирит Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

4Au + O2 + 8CN– + 2H2O = 4 [Au(CN)2]– + 4OH– Au + 2CN– - 1 ē = [Au(CN)2]– 4 O2 + 2H2O + 4ē = 4OH; 1 Гидрометаллургический метод получения золота 4Au + O2 + 8NaCN + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH; 2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Au Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Еион 520 496 419 403 375 384 кДж/моль Э Э+ Li Na K Rb Cs Fr Rа, нм 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280 Еион 899 738 590 549 503 509 кДж/моль Э+ Э2 + Be Mg Ca Sr Ba Ra Rа, нм 0,133 0,160 0,197 0,215 0,221 0,235 нм – нанометр (1 нм = 10–9 м) Уменьшение энергии ионизации, Еион Увеличение восстановительной активности Увеличение радиуса атомов Физико-химические характеристики S-металлов Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Минералы S-металлов I А подгруппа KCl·NaCl – сильвинит KCl – сильвин KCl·MgCl2·6H2O – карналлит NaCl – галит Na2SO4·10H2O – мирабилит II А подгруппа CaF2 – флюорит CaCO3 – кальцит MgCO3 – магнезит MgCO3·CaCO3 – доломит CaSO4·2H2O – гипс BaSO4 – барит SrSO4 – целестин Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Физические свойства элементов ІА-группы Радиакт 3,7 10–4 1,5 10–2 2,5 2,5 3,2 10–3 Содержание в земной коре, % 2,2 1,9 1,53 0,86 0,97 0,53 Плотность, г/см3 23,0 28,0 39,0 63,6 97,8 179,0 t пл., 0C Fr Cs Rb K Na Li Металл Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Физические свойства элементов ІІА-группы 1 10–10 5 10–2 4 10–2 2,96 2,40 6 10–4 Содержание в земной коре, % 6,00 3,76 2,63 1,54 1,74 1,85 Плотность, г/см3 700 710 757 851 651 1284 t пл., °C Ra Ba Sr Ca Mg Be Металл Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Взаимодействие элементов ІА-группы с простыми веществами Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Взаимодействие элементов ІІА-группы с простыми веществами Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Руды металлов Карбонаты: CaCO3 – кальцит (мел, мрамор, известняк); SrCO3 – стронцианит; CaCO3 · MgCO3- доломит. Сульфаты: BaSO4 – барит CaSO4 · 2H2O – гипс; Na2SO4· 10H2O – мирабилит. Галиды: KCl – сильвин; NaCl · KCl – сильвинит; KCl · MgCl2 · H2O – карналлит; 3NaF· AlF3 – криолит. Силикаты и алюмосиликаты: ZrSiO4 – циркон; 3BeO· Al2O3· 6SiO2 – берилл; Na2O (K2O) · Al2O3 · 2SiO2 – нефелин. Полиметаллическиее руды: FeTiO3 – ильменит (титанат); CaWO4 – шеелит (вольфрамат); PbCrO4 – кроксит (хромат) и др. Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов марганца MnO MnO2 MnO3 Mn2O7 Mn(OH)4 Mn(OH)2 H4MnO4 H2MnO4 HMnO4 H2MnO3 Основные Амфотерные Кислотные Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов * Тема 12. Свойства металлов и их соединений

Модуль 3 Химическая идентификация и анализ вещества

Химическая идентификация и анализ вещества *

Химическая идентификация и анализ вещества *

Аналитическая реакция Аналитический реагент Анализируемое вещество Продукт, дающий аналитический сигнал Цвет Запах Выделение газа Люминесцирующее вещество Осадок Схема получения аналитического сигнала в качественном анализе Химическая идентификация и анализ вещества *

Классификация аналитических реагентов Специфические (например, крахмал для обнаружения I2) Аналитические реагенты Избирательные (напр., диметилглиоксим в аммиачном буферном растворе для обнаружения Co(II), Ni(II), Fe(II)) Групповые (Например, HCl для отделения Ag (I), Hg(I), Pb(II)) Химическая идентификация и анализ вещества *

1. Реакция титранта с определяемым веществом: стехиометрична, протекает быстро, количественно. 2. Имеется индикатор. Прямое титрование: анализируемый раствор + титрант до КТТ 1. Реакция титрования протекает медленно. 2. Определяемое вещество летучее. 3. Нет индикатора. Обратное титрование: анализируемый раствор + определяемый объем стандартного раствора; избыток стандартного раствора + титрант до КТТ 1. Реакция титрования нестехиометрична. 2. Определяемое вещество неустойчиво. 3. Нет индикатора. Титрование заместителя: анализируемый раствор + избыток вспомогательного раствора → заместитель + титрант до КТТ Условия определения Способ титрования Выбор способа титрования Химическая идентификация и анализ вещества *