- •I. Строение атома
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •3. Принцип неопределенности Гейзенберга
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •Периодический Закон химических элементов д.И.Менделеева
- •II. Химическая связь
- •II. Химическая связь
- •Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •Основные количественные характеристики
- •Химической связи
- •По квантово-механической теории:
- •Энергия, длина связи, валентный угол
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
- •Химическая термодинамика и самопроизвольное протекание процесса
- •Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •Скорость гомогенной и гетерогенной химических реакций.
- •Химическое равновесие
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Содержание дисциплины «Химия»
- •Содержание лекций
- •1. Порядок работы:
- •1Фотона
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)
- •Термохимия -
- •Термохимические уравнения
- •Законы термохимии
- •Процессы в живых организмах
- •Теплоемкость
- •Второе начало (закон) термодинамики
- •Энтропия – мера приближения системы к равновесию
- •III. Дисперсные системы. Растворы.
- •2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •2.5. Комплексные (координационные) соединения
- •2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии Примеры супер- и супрамолекул
- •2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:
- •2.6. Отличительные электрофизические свойства металлов, полупроводников, диэлектриков.
- •3. Комплексные соединения (к.С.) -
- •3.1. Супер- и супрамолекулярные соединения -
- •1. Первые (до Томсона) модели атома.
- •2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.
- •3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.
- •1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •II. Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
2.1. Оксиды
По химическим свойствам оксиды подразделяют прежде всего на солеобразующиеинесолеобразующие.
Солеобразующиеоксиды в свою очередь делят наосновные,кислотныеиамфотерные.
Основныминазывают оксиды, которые образуютсоли при взаимодействиис кислотами и кислотными оксидами:
СаO + 2HCl = СaCl2 + H2O
К2O + SO3 = К2SO4
Основнымоксидам соответствуютоснования – основные гидроксиды, образующиеся в результате прямого или косвенного присоединения воды:
Na2O (+ Н2О) 2NaOH, CaO (+ Н2О) Ca(OH)2, NiO (+ Н2О) Ni(OН)2.
Кислотными называютоксиды, образующиесолипри взаимодействиис основаниями и основными оксидами. Их называютангидридами соостветствующих кислот:
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
SO3 + MgO = MgSO4
SO3, триоксид серы, оксид серы (VI) – ангидрид серной кислоты.
Кислотным оксидамсоответствуюткислородосодержащиекислоты (оксокислоты) – кислотные гидроксиды, образующиеся в результате присоединения воды:
SO3 + H2O = H2SO4
N2O5 + H2O = 2HNO3
Следует подчеркнуть, что любой химичекий элемент в соответствующих оксидах и гидроксидах имеет одну и ту же степень окисления.
Основныеоксиды являются оксидамиметаллов,кислотные– оксидаминеметаллов. Поскольку нет четкой границы между металлами и неметаллами, существует большая группаамфотерных оксидов.
Амфотерностьопределяетсяположением элемента в Периодической системе (ПС) и зависит от его степени окисления (с.о.). Амфотерны практически все металлы побочных подгрупп (d – металлы) и металлы средних (IV, V) групп.С увеличением степени окисления одного и того же элемента растет его относительная электроотрицательность (ОЭО), поэтому свойства оксидов его изменяются от основных (при с.о. данного элемента+1,+2)к кислотным (если с.о. =+5 ÷ +7) . Присредних (промежуточных) степенях окисленияамфотерный оксидможет проявлять какосновные, таки кислотныесвойства.
Например, оксиды хрома: CrO– основный,Cr2O3– амфотерный,CrO3– кислотный.
Элементы, образующие амфотерныеоксиды, имеют значенияОЭО* = 1,4 ÷ 2,0 и степени окисления (+1,+2) ÷ (+4).Если ОЭО < 1,4 при степени окисления (+1) ÷ (+3), то оксиды (и отвечающие им гидроксиды) обладают основными свойствами (ОЭO[Ca(+2)]=1). Если при степени окисления ≥ +4 ОЭО элемента ≥ 1,9, то оксид обладает, как правило, кислотными свойствами.
Например, ОЭО[С(+4), Si(+4), Ge(+4)] равны соответственно 2,5; 1,9; 1,8. Это означает, что углерод и кремний проявляют кислотные свойства, образуя кислотные оксиды и гидроксиды (кислоты), а германий – амфотерен.
По результату взаимодействия с водойоксиды разделяют надве группы: одни, контактируя с водой, образуютрастворимые в воде гидроксиды основного или кислотного характера. Это оксиды щелочных, щелочно–земельных металлов и неметалов: бора, углерода, азота, фосфора, серы, галогенов (кроме иода). Вторую группу составляют оксиды, которым соответствуютнерастворимые в воде гидроксиды: основные (оксиды магния, никеля(II), кадмия) или амфотерные (оксиды бериллия, алюминия,d – металлов в низших степенях окисленияи редкоземельныхf- элементов).
В то же время все солеобразующие кислотные оксиды,независимо от их отношения к воде,реагируют со щелочами, авсе основные – с кислотами. Так, нерастворимые в водеMgO(основный) иSiO2(кислотный) хорошо взаимодействуют соответственно с кислотами и щелочами.Aмфотерныеже оксиды, как правило, устойчивы не только по отношению к воде, но и к щелочам.Их двойственная природа проявляется в свойствах соответствующих гидроксидов.
Несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями и не образуют с водой гидратных форм, т.е. кислот или оснований, и соответственно этому - солей. Ктакимоксидам относятCO, SiO, N2O, NO, SO, ClO, ClO2,ClO3, МпО2 и др.
__________________________________________________________________________________________________________________________________
*Существует несколько шкал ОЭО с разными методами расчета электроотрицательности и потому – с различающимися значениями ОЭО для одного и того же химического элемента, что делает приблизительной (ориентировочной) оценку связи его кислотно-основных свойств со значением ОЭО.