Содержание
- 2. Неорганическая химия
- 3. УДК 540 ББК 24.1 Н52 Авторы: С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова, Н.
- 4. Оглавление Общие сведения Модуль 1. Общетеоретические основы неорганической химии Раздел 1. Общие закономерности химических процессов Раздел
- 5. Общие сведения
- 6. Цели курса Развитие компетенций, способствующих формированию выпускника нового поколения. Формирование у студентов химического мышления путем освоения
- 7. Научить понимать природу химических реакций, используемых в металлургии цветных, редких и благородных металлов. Использовать общие закономерности
- 8. Физика Математика Физическая химия Общая химия Аналитическая химия Физико-химические методы анализа Спец. предметы Основы экологии Теория
- 9. КУРС Лабораторные занятия, 34 часа ЛЕКЦИИ, 51 час Самостоятельная работа, 95 часов ЭКЗАМЕН Компоненты курса
- 10. Неорганическая химия Содержание курса Модуль 1 Модуль 2 Модуль 3
- 11. 1. Коржуков, Н. Г. Неорганическая химия: учеб. пособие для вузов / Под науч. ред. Г. М.
- 12. Модуль 1 Общетеоретические основы неорганической химии
- 13. Раздел 1 Общие закономерности химических процессов
- 14. Типы систем Энергия Энергия Энергия Изолированная система Закрытая система Открытая система Вещества Вещества Вещества СИСТЕМА Внешняя
- 15. Энергия изолированной системы постоянна. Окружающие тела СИСТЕМА ΔU Q > 0 A > 0 dU =
- 16. Закон Гесса Тепловой эффект химических реакций зависит только от вида и состояния исходного вещества и конечных
- 17. ΔН1 = ΔН2 + ΔН3 Энтальпийная диаграмма окисления графита
- 18. Самопроизвольные процессы Перемешивание газов
- 19. Направление процессов
- 20. Третий закон термодинамики Энтропия идеального кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Планк (1911 г.)
- 21. 0 1 – ΔH>0, ΔS 2 – ΔH 3 – ΔH>0, ΔS>0 возможен при высоких Т
- 22. Химические реакции Факторы, влияющие на скорость Скорость химических реакций Природа веществ Концентрация Температура Давление Катализатор Гетерогенные
- 23. аА + bВ + …… = сС + dD +…. 2CO(г)+О2(г)= О2(г) Закон действующих масс
- 24. Изменение вида кривой распределения при повышении температуры Зависимость скорости реакции от температуры
- 25. Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного комплекса А + В начальное (исходные вещества) [А…В]# переходное
- 26. Графит и алмаз
- 27. Катализ Положительный Отрицательный Автокатализ Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов. Каталитические яды – вещества, ухудшающие действие
- 28. Химические реакции Необратимые Обратимые Химическое Равновесие Гомогенное Гетерогенное Константа равновесия Смещение равновесия Принцип Ле-Шателье Химическое равновесие
- 29. ∆G0 = − RT lnKp 2NO2 ⮀ N2O4 Химическое равновесие в гомогенных системах
- 30. Принцип Ле-Шателье: если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, то в ней возникают процессы,
- 31. Фазовая диаграмма воды
- 32. Раздел 2 Строение атома и периодическая система
- 33. Модель Томсона Модель Резерфорда
- 34. + hv – hv E = En – E(n–1) = hv Модель Бора Модель Зоммерфельда n
- 35. Уровень Орбитали n L mL S p d f 1 0 0 2 0,1 0; –1,0,+1
- 36. Формы s-, р- и d-электронных облаков (орбиталей) Названия предложены из анализа видов спектров: s – «резкая,
- 37. Квантовое число Принимаемые значения Характеризуемое свойство Примечание Главное (n) 1, 2, 3, …, ∞ Энергия (Е)
- 38. Энергетические уровни водородоподобного атома
- 39. Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z
- 40. Изменение потенциала ионизации
- 41. Электроотрицательность элементов
- 42. Увеличение кислотный свойств Эn+ О Н Радиус ↓, заряд ядра↑ NaOН Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4
- 43. Побочные K2CrO4 Усиление K2WO4 Окислительные свойства Восстановительные свойства Побочные Cr2O3 Усиление WO2 F2 Cl2 Br2 I2
- 44. Раздел 3 Химическая связь
- 45. Ковалентная связь. Механизмы образования связи: насышаемость; направленность; типы гибридизации АО; метод молекулярных орбиталей. Химическая связь Ионная
- 46. Обменный механизм Донорно-акцепторный механизм Механизмы образования ковалентной связи
- 47. Есв Изменение средней потенциальной энергии взаимодействия двух сближающихся атомов водорода Отталкивание ←Н dнн Притяжение 2 0
- 48. Насыщаемость ковалентной связи
- 49. s – p p – p d – d π-перекрывание δ-перекрывание Направленность ковалентной связи
- 50. P SP 180º S 120º sp2 Хлорид бериллия Хлорид бора Типы гибридизаций АО
- 51. sp3 S P C 109º sp3 Метан Типы гибридизаций
- 52. S P SP 180º BeCl2 Be Хлорид бериллия
- 53. S P В ВCl3 120º Хлорид бора
- 54. S P H C CH4 H H H 109º Строение молекулы метана
- 55. НСl Н2О NН3 СН4 Примеры молекул
- 56. Метод молекулярных орбиталей
- 57. Не2 Не2+ n = 0 Двухатомные гомоядерные молекулы 1-го периода
- 58. Молекула кислорода ММО
- 59. Ионная связь
- 60. Ориентационное Индукционное Дисперсионное Водородная связь Межмолекулярное взаимодействие Эσ- — Нσ+ …Эσ- — Нσ+ …Эσ– — Нσ+
- 61. Раздел 4 Растворы и дисперсные системы
- 62. Дисперсные системы Грубодисперсные d>10–3 см Высокодисперсные 10–7 Коллоидные 10–7 Истинные d Дисперсные системы
- 63. Кривые растворимости
- 64. Экзотермическая Q>0 , ∆H NaOH(тв) Н2О NH4Cl Эндотермическая Q 0 Тепловые эффекты растворения
- 65. Массовая доля Молярная концентрация Количество эквивалентов вещества Х Молярная масса эквивалента вещества Х Фактор эквивалентности Концентрация
- 66. Температуры кипения и кристаллизации растворов 1 закон Рауля: – 2 закон Рауля. Схема возникновения осмоса: 1
- 67. Это растворы: щелочей; солей; неорганических кислот в воде; растворы ряда солей в органических растворителях. Электролиты
- 68. Этапы электролитической диссоциации полярных молекул (а) и ионных кристаллов (б): I – сольватация; II – ионизация;
- 69. Соли Основания Кислоты Практически все HCl, HBr, HJ Слабые Cильные Классификация электролитов в воде Гидроксиды щелочных
- 70. В пробирку с водой добавляем CH3COOH + МЕТИЛ ОРАНЖ – Добавляем CH3COONa CH3COOH CH3COO _ +
- 71. Константа равновесия: СН3СООН ⮀ Н+ + СН3СОО− Закон разбавления Оствальда: Зависимости Кд некоторых слабых электролитов в
- 72. рН рН > 7 Малиновый Бесцветный Фенолфталеин Лакмус Красный Фиолетовый Синий Метилоранж Розовый Оранжевый Желтый Индикаторы
- 73. НСI(г.) + H2О(ж.) → H3О+(водн.) + СI− (водн.) кисл.1 основ.2 кисл.2 основ.2 Кислота Основание – Протон
- 74. Необратимые реакции Образуется осадок (↓) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl Выделяются газообразные вещества
- 75. Гидролиз солей По аниону По катиону По катиону и аниону Совместный Гидролиз солей
- 76. NH4Cl NH4+ ZnCl2 Zn+2 Cu(NO3)2 Cu2+ Al2(SO4)3 Al+3 + Н2O NН4Cl + HOH NH4OH + H+
- 77. PO43– CO32– K2S S2– NaСN CN– K3PO4 Na2CO3 NaСN + Н2O НСN + NaOH CN– +
- 78. NН4СN + Н2O НСN + NН4OН− CN– + НOН НСN + NН4OН− ⮀ Однозарядный катион и
- 79. 2AlCl3 + 3Na2CO3+ 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2 ↑+ 6NaCl Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O →
- 80. В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряженные пары «окислитель-восстановитель» – O1, В1 и O2, В2
- 81. 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
- 82. 2Сu0 +O20→ 2Cu2+O2– 3H2S−2 +H2S+6O4 → 4S0 + 4H2O 6KI− + 4H2S+6O4 → 3I20+S0 +3K2SO4+4H2O Межмолекулярные
- 83. H2O KMnO4 Mn+2 MnO2 K2MnO4 H+ OH– 2KMnO4 + Na2SO3+ H2SO4 = MnSO4+ Na2SO4 + K2SO4
- 84. [O2–]исх.в-в > [O2–]кон.в-в а) кислая среда [O2–] + 2H+ = H2O; б) щелочная и нейтральная среды
- 85. Zn 2е− Zn2+ Zn 2е− Zn2+ Zn 2е− Zn2+ 2е− Окисление Восстановление Равновесный потенциал Электродные процессы
- 86. Распределение потенциала в двойном электрическом слое: r – расстояние от поверхности металла Два случая формирования потенциала:
- 87. Раствор ZnSO4 Zn + + + + + + + + + + + + +
- 88. Zn0|ZnSO4||CuSO4|Cu0 А: Zn0 – 2e− → Zn2+ ϕ0= − 0,76 K: Cu2+ + 2e− →Cu0 ϕ0
- 89. Электрохимическая коррозия Кислая среда: 2Н+ + 2 ē = Н2 О2 + 4Н+ + 4ē →
- 90. Методы защиты Электрохимические Неэлектрохимические Легирование металлов Защитные покрытия Анодное Катодное Изменение свойств коррозионной среды Рациональное конструирование
- 91. Протекторная защита
- 92. NaCl ⮀ Na+ + Cl− Катод: Na+ + е−⭢ Na 2 Анод: 2Cl− − 2е−⭢ Cl2
- 93. Катодные процессы Электролиз водных растворов Анодные процессы
- 94. Na2SO4 + H2O → Диссоциация: Na2SO4 →2 Na+ + SO42− аноде (+) : SO42−, Н2О: 2
- 95. Ni2+ + 2e− = Ni0 2Н2О + 2e− = Н20 + 2ОН−; NiSO4 + H2O →
- 96. m = I·t·Э F где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э – эквивалентная
- 97. Модуль 2 Химия элементов и их соединений
- 98. Раздел 6 Общая характеристика химических элементов
- 99. Уменьшение радиуса атомов. Увеличение: сродства к электрону; окислительной активности. Ослабление металлических свойств. Увеличение радиуса атомов Уменьшение:
- 100. Изменение кислотных свойств соединений неметаллов +3 +5 H3PO3 – H3PO4 – H4P2O7 фосфористая фосфорная дифосфорная +4
- 101. Кислоты Сильные электролиты Слабые электролиты HNO3 H2SO4 H2SeO4 HClO4 HClO3 H3PO2 H4P2O7 H2SO3* H2CO3 * HNO2
- 102. Структура катиона [Cu(NH3)2]+
- 103. Гибридизация атомных орбиталей при образовании пара- и диамагнитных комплексных ионов Ni+2 Комплексные соединения Ni+2
- 104. Распределение электронов по энергетическим подуровням в комплексе [Co(NH3)6]3+ Теория кристаллического поля
- 105. Теория кристаллического поля
- 106. Кристаллические решетки металлов а б в Кристаллические решетки металлов: а – кубическая объемно центрированная; б –
- 107. Образование энергетических зон в одновалентном металле Образование энергетических зон в одновалентном металле
- 108. 1 – валентная зона; 2 – запрещенная зона; 3 – зона проводимости Образование энергетических зон в
- 109. 9,22 Au 3,89 Cs 6 7,57 Ag 4,18 Rb 5 7,72 Cu 4,34 K 4 I,
- 110. Бинарные соединения Оксиды – Na2O, BaO. Пероксиды – Na2O2, BaO2. Галиды – KCl, CaF2. Сульфиды –
- 111. Кислотные Амфотерные Основные HMnO4 H2CrO4 HVO3 H2TiO3 VO(ОH)3 Ti(OH)4 Sc(OH)3 Ca(OH)2 KOH Mn2O7 CrO3 V2O5 TiO2
- 112. Концентрированная азотная кислота Активные Ме = нитрат + NH3 (NH4NO3) + H2O HNO3( разб.) + ср.акт.
- 113. Актив. Ме = сульфат + H2S + H2O H2SO4(k) + Ср.акт. Ме = сульфат + S
- 114. Руды металлов Оксидные Fe2O3 – гематит Al2O3 · nH2O – боксит Cu2O – куприт SnO2 –
- 115. 4Au + O2 + 8CN– + 2H2O = 4 [Au(CN)2]– + 4OH– Au + 2CN– -
- 116. Еион 520 496 419 403 375 384 кДж/моль Э → Э+ Li Na K Rb Cs
- 117. Минералы S-металлов I А подгруппа KCl·NaCl – сильвинит KCl – сильвин KCl·MgCl2·6H2O – карналлит NaCl –
- 118. 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
- 119. Физические свойства элементов ІІА-группы 1 ⋅10–10 5 ⋅10–2 4 ⋅10–2 2,96 2,40 6 ⋅10–4 Содержание в
- 120. Взаимодействие элементов ІА-группы с простыми веществами
- 121. Взаимодействие элементов ІІА-группы с простыми веществами
- 122. Руды металлов Карбонаты: CaCO3 – кальцит (мел, мрамор, известняк); SrCO3 – стронцианит; CaCO3 · MgCO3- доломит.
- 123. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов марганца
- 124. Модуль 3 Химическая идентификация и анализ вещества
- 127. Аналитическая реакция Аналитический реагент Анализируемое вещество Продукт, дающий аналитический сигнал Цвет Запах Выделение газа Люминесцирующее вещество
- 128. Классификация аналитических реагентов Специфические (например, крахмал для обнаружения I2) Аналитические реагенты Избирательные (напр., диметилглиоксим в аммиачном
- 130. Скачать презентацию