Курс лекций по химии

Химия. Основные законы, формулы, определения.

Типы кристаллических решеток Кристаллические решетки по характеру химических связей образующих их частиц подразделяются на атомные, ионные, молекулярные и металлические.

Наиболее распространенные способы получения металлов 1) Электролиз растворов и расплавов солей: 2Al2O3 2Al + 3O2.

Получение оксидов1.Окисление простых веществ:2Mg + O2  2MgO.

Гидроксиды Основные  Амфотерные Кислотные.

Соли Кислые  Средние Основные Комплексные Двойные.

Примеры названий солей: K2SO4 – сульфат калия KClO3 – хлорат калия.

Растворы Массовая доля растворенного вещества показывает массу растворенного вещества, содержащуюся в 100 г раствора:w% = ×100%.

Примеры диссоциации веществ :Кислоты.

Гидролиз солей Гидролиз - это обменная реакция вещества с водой.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону: NH4CN + H2O  NH4OH + HCN.

Строение атома Атом - это микросистема элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов.

Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства элементов, а также образованных из них простых веществ, находятся в периодической зависимости от заряда их ядер.

Химическая связь Характеристики химической связи: Длина связи - расстояние между ядрами химически связанных атомов.

Свойства ковалентной связи:Насыщаемость ковалентной связи - стремление атомов при образовании химической связи полностью реализовать свои валентные возможности.

Типы перекрывания атомных орбиталей s-тип перекрывания (s-связь) образуется при перекрывании АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов:

.

Примеры строения молекул в зависимости от типа гибридизации и числа несвязывающих электронных пар:H2O NH3 CH4.

Термохимия Тепловой эффект химической реакции - количество тепла, выделившегося или поглотившегося при протекании химического процесса.

Кинетическое уравнение - уравнение, описывающее зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ.

Электрохимические процессы Свойства ряда напряжений металлов:Li K Ca Na Mg Al Ti Mo Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Ag Hg PtAu.

Процессы окисления или восстановления относятся к первичным процессам, кислотно-основного взаимодействия - к вторичным.

Органическая химия Номенклатура органических соединений.

Алкены (непредельные углеводороды).

Правило Зайцева: атом водорода отщепляется от наименее гидрогенизированного атома углерода, то есть образует алкен с большим числом алкильных заместителей при двойной связи.

Каучуки Изопреновый .

Многоатомные спирты Химические свойства.

Фенолы Химические свойств.

 Получение карбоновых кислот.

Жиры Жиры - это продукты взаимодействия глицерина с высшими карбоновыми кислотами.

Обзор важнейших углеводов (сахариды).

Химические свойства сахарозы 1. Гидролиз: C12H22O11 + H2O  C6H12O6 + C6H12O6 глюкоза  фруктоза.

Реакция этерификации: .

Неорганическая химия Закономерности в изменении свойств элементов.

С разбавленными серной и соляной кислотами взаимодействуют все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (кроме свинца):

Me + H2SO4 ® MeSO4 + H2­.

Водород Получение водорода.

Галогены Получение галогенов.

Галогеноводороды:HF HCl HBr HI Увеличивается длина химической связи Уменьшается энергия связи.

Сера Химические свойства серы и ее соединений.

Азот его соединения Химические свойства и получение азота.

Несолеобразующие оксиды HNO2 HNO3 Кислоты и соли азота.

Фосфор и его соединения Химические свойства и получение фосфор.

Углерод и его соединения Углерод образует 4 аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs – мягкие, легкоплавкие металлы. Li, Na, K, Rb - белые, Cs – золотисто-желтый.

Ca, Sr, Ba на воздухе окисляются до оксидов и нитридов.

Основные химические свойства некоторых металлов Некоторые характерные реакции лития и его соединений.

Некоторые характерные реакции кальция и его соединений. Свойства металлического кальция.

Некоторые характерные реакции алюминия и его соединений.Свойства металлического алюминия.

Разложение нитрата алюминия при нагревании 4Al(NO3)3  2Al2O3 + 12NO2 + 3O2.

Окраска некоторых характерных соединений хрома Cr2O3 – зеленый  .

Получение и свойства манганатов MnSO4 + 2Br2 + 8NaOH = Na2MnO4 + 4NaBr + Na2SO4 + 4H2O.

Свойства металлического железа 4Fe(тонкодисперсное) + 3O2 = 2Fe2O3.

Разложение нитрата железа (III) при нагревании 4Fe(NO3)3 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2.

Качественные реакции на катионы железа (II) и (III) Fe2+ FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl (выпадает белый, буреющий на воздухе осадок).

Некоторые характерные реакции серебра и его соединений. Свойства металлического серебра.

 В неорганической химии весьма важным является знание качественных реакций на основные катионы и анионы, а также умение записывать реакции в молекулярном и ионом виде.

Химическая посуда и оборудование.

ЛЕКЦИЯ 1 

Тема: s - Элементы I группы

1. Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений.

В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns1, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1.

 

 

Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.

В группах по мере увеличения числа энергетических уровнейатомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.

Энергия ионизации – это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns1, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается.

С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Их стандартные электродные потенциалы j° отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Наиболее отрицателен j° лития равный -3,02 В по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li+ имеет среди них наименьший радиус), хороший комплексообразователь. Энтальпия гидратации катионов лития велика (∆Н° гидрат.= - 486,6 кДж/моль). Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li+ самый слабый окислитель.

 С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).

Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической структуры – объемно - центрированная кубическая упаковка (ОЦКУ).

 

 От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения. Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной  температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.

 4Э + О2 = 2Э2О

 Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li2S, Li3P, NaBr, Na2S.

С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре.

 6Li + N 2 = 2Li3N

Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид.

 2Li + Н2 = 2LiH-.

С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. 

 4Li + O2 → 2Li2O – оксид лития

 2Na + O2 → Na2O2 – пероксид натрия

 K + O2 → KO2 – надпероксид (супероксид калия)

Пероксиды содержат диамагнитный ион О22-, надпероксиды– парамагнитный ион О2-.

  

Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном:

 K + O3 → KO3

 KOH + O3 → KO3 + O2 + H2O

Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой. 

  KO2 + H2O → KOH + O2 + H2O2

 KO2 + H2O(теплая) → KOH + O2

  КО3 + H2O → KOH + O2 

 Причем разложение может идти как обменное взаимодействие.

 Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

 

Оксиды щелочных металлов Ме2О – кристаллические термически устойчивые вещества, при взаимодействии с водой образуют щелочи.

 Ме2О + Н2О = 2МеОH

 Ме2O + H2O → 2MeOH  лабораторные способы

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ получения щелочей

карбонатный способ получения щелочей:

Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2NaOH

В промышленности NaOH получают электролизом раствора поваренной соли:

NaCl + H2O электролиз → NaOH + Cl2 + H2

 K ( - ) 2H2O + 2e = H2 + 2OH-

  A ( + ) 2Cl- - 2e = Cl2

Этим способом получают достаточно чистый NaOH.

 

 Оксиды и гидроксиды

Li2O 

Na2O 

K2O 

Rb2O 

Cs2O 

Fr2O 

 растворимость

LiOH

 


NaOH

KOH

RbOH

CsOH

FrOH

сила оснований

Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr.

 ЭОH ® Э+ + OH-

 

Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы.

 

Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н2О со взрывом.