- •Химия Учебное наглядное пособие
- •Содержание
- •Раздел 1. Основные понятия и законы химии
- •1.1. Атомно-молекулярное учение
- •1.2. Законы химии
- •Закон сохранения массы вещества
- •Способы выражения количества вещества эквивалентов
- •Раздел 2. Классификация неорганических веществ
- •2.1.Оксиды
- •Химические свойства оксидов
- •2.2. Гидроксиды металлов
- •Химические свойства гидроксидов
- •Доказательство амфотерности
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •Средние кислые основные
- •Получение солей
- •2.5. Комплексные соединения
- •Раздел 3. Растворы
- •3.1. Способы выражения концентрации растворов
- •3.2. Растворы неэлектролитов
- •3.3. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
- •3.4. Ионно-молекулярные уравнения реакций
- •3.5. Гидролиз
- •Раздел 4. Элекрохимические системы
- •Законы Фарадея
- •4.1. Степень окисления
- •4.2. Окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Направление овр
- •4.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •4.4. Электродвижущая сила (эдс)
- •Стандартный водородный электрод
- •4.5. Электролиз
- •Электролиз с инертным анодом
- •Электролиз с растворимым анодом
- •4.6. Коррозия и защита металлов от коррозии
- •Защита металлов от коррозии
- •Раздел 5. Периодический закон д.И.Менделеева
- •5.1. Строение атома
- •Состав ядра
- •5.2. Модель состояния электрона в атоме Квантовые числа
- •Возможные значения квантовых чисел
- •5.3.Основные положения строения электронных оболочек атома
- •Ряд последовательного заполнения электронами орбиталей
- •Раздел 6. Химическая связь
- •Раздел 7. Химическая кинетика и равновесие
- •Раздел 8. Химическая термодинамика
- •8.1. Параметры состояния системы
- •8.2. Закон Гесса
- •Раздел 9. Химия элементов
- •Углерод c
- •Физические свойства аллотропных модификаций c
- •Химические свойства с
- •Соединения с
- •Кремний Si
- •Соединения Si
- •Соединения n
- •Соли аммония
- •Особые химические свойства
- •Разложение нитратов: фосфор p
- •Соединения р
- •Халькогены
- •Кислород
- •Соединения s
- •Галогены f, Cl, Br, I хлор Cl2
- •Соединения Cl
- •Подгруппа хрома
- •Хром Cr
- •Подгруппа железа
- •Железо Fe
- •Раздел 10. Органическая химия
- •10.1.Углеводороды Предельные углеводороды. Алканы
- •Непредельные углеводороды. Алкены
- •Диеновые углеводороды
- •Ароматические углеводороды. Ряд бензола. Арены
- •Нефть и ее переработка
- •10.2. Кислородсодержащие органические соединения Спирты
- •Альдегиды
- •Формальдегид
- •Ацетальдегид
- •Поликонденсация
- •Кетоны r – c – r
- •Карбоновые кислоты
- •Определение строения веществ
- •11.1. Методы качественного анализа (реакции обнаружения) Окрашивание пламени (предварительная проба)
- •Реакции осаждения
- •Реакции с выделением газа
- •Качественный элементный анализ
- •Цветные реакции
- •Обнаружения газов
- •Реакции обнаружения органических соединений
- •Индентификация синтетических материалов
- •11.2. Методы количественного анализа Титриметрический анализ (объемный анализ)
- •Кондуктометрическое титрование
- •Потенциометрия
- •Окислительно-восстановительное титрование
- •Комплексонометрия
- •Осадительное титрование
- •Аргентометрия
- •Гравиметрия
- •11.3. Спектроскопические методы анализа
- •Ультрафиолетовая спектроскопия и абсорбционная спектроскопия в видимой области
- •Характерные инфракрасные полосы поглощения
- •Спектроскопия ядерного магнитного резонанса
- •11.4. Дифрактометрический метод анализа
- •Дифракция рентгеновых лучей для определения типа кристаллической решетки
- •Дифракция рентгеновых лучей для определения электронной плотности
- •Раздел 12. Химия окружающей среды Глобальные аспекты
- •Загрязнение окружающей среды
- •Охрана окружающей среды
- •Атмосфера как область окружающей среды
- •Загрязнение воздуха
- •Влияние вредных веществ на окружающую среду
- •Методы очистки воздуха
- •Гидросфера как область окружающей среды
- •Вредные примеси питьевой воды
- •Жёсткость воды
- •Сточные воды
- •Вредные вещества в сточных водах
- •Поступления сточных вод
- •Литосфера как область окружающей среды
- •Удобрения
- •Загрязнение стойкими биоцидами
- •Заражение ядовитыми тяжелыми металлами
- •Методы санации зараженных почв
- •Отходы в окружающей среде
- •Вторичное использование
- •Продовольствие и питание
- •Углеводы в качестве пищевого продукта
- •Жиры в качестве пищевого продукта
- •Протеины как продукт питания
- •Витамины
- •Минеральные вещества
- •Микроэлементы
- •Пищевые добавки
- •Консерванты
- •Раздел 13. Коллоидная химия
- •Адсорбция, ее виды
- •Дисперсные системы
- •Коллоидные растворы
- •Строение коллоидных частиц
- •Приложение а Физико-химические постоянные
- •Групповые названия химических элементов
- •Растворимость веществ в воде при температуре 25 °с
- •Эбуллиоскопические (Кэ) и криоскопические (Ккр) константы некоторых растворителей
- •Произведения растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25 °с
- •Возможные степени окисления элементов
- •Электронное строение атомов в основном состоянии
- •Стандартные термодинамические функции образования
- •Нормальные (стандартные) окислительно-восстановительные потенциалы е0 в водных растворах при 25 0с по отношению к нормальному водородному электроду
- •Рыбалкин Евгений Михайлович Ковалик Ольга Юрьевна химия
- •654007, Г. Новокузнецк, ул. Кирова, 42
3.4. Ионно-молекулярные уравнения реакций
Сущность реакций в растворах электролитов становится очевидной, если их записывать в виде ионно-молекулярных уравнений. Правило составления таких уравнений состоит в следующем: Все малорастворимые, летучие вещества и слабые электролиты записывают в виде молекул, а сильные, легко растворимые – в виде ионов. |
Не расписываются на ионы: газы, оксиды, нерастворимые соединения (осадки ↓), H2S; NH4OH; CH3COOH; HMnO4. |
Например: Составим ионно-молекулярные уравнения для реакции: BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl – молекулярное уравнение. Ba2+ + 2Cl– + 2Na+ + SO → BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl– – полное ионно-молекулярное уравнение. Если теперь сократить ионы, которые в результате реакции остаются неизменными, Ba2+
+ получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение: Ba2+ + SO→ BaSO4↓. |
Произведение растворимости |
Все вещества обладают определенной растворимостью в том или ином растворителе. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Пусть имеется сильный электролит КА, то между твердым веществом и его насыщенным раствором установится равновесие: КА = К+ + А–, ПР(КА) = [К+] [А–]. Произведение равновесных концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости. Если произведение концентраций ионов в растворе превышает величину ПР, то выпадет осадок, если же не достигает величины ПР, то осадок образоваться не может. Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20 °С равна 1,5∙10–2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Ca2+ и SOравна 1,5∙10–2 моль/л. Следовательно, произведение растворимости этой соли: ПР(СaSO4) = [Ca2+]∙[SO] = (1,5∙10–2)2 = 2,25·10-4. Таблица произведений растворимости в Приложении Е. |
3.5. Гидролиз
Гидролизом соли называется взаимодействие слабых ионов соли с водой, в результате, которого образуется молекула или ион слабого электролита и изменяется реакция среды. |
Соли, в состав которых входит катион сильного основания и анион слабой кислоты, при гидролизе создают щелочную среду (рН > 7), так как в результате гидролиза получается слабая кислота или анион кислой соли. Например: К2СО3 + Н2О ↔ КОН + КНСО3, СО32- + НОН ↔ ОH- + НСО3-, рН > 7 |
Соли, в состав которых входит катион слабого основания и анион сильной кислоты при гидролизе, создают кислую среду (рН < 7) вследствие образования слабого основания или катиона основной соли. Например: CuC12 + Н2О ↔ CuOHCl + HCl, Сu2+ + НОН ↔ CuOH+ +Н+ . рН <7 |
Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу, если слабые ионы однозарядные, так как в результате образуются два слабых электролита. Например: СН3СООNН4 + Н2О → СН3СООН + NН4ОH, СН3СОО- + NH4+ + НОН → СН3СООН + NH4ОH, рН 7 В случае, если ионы разнозарядные, то гидролиз протекает следующим образом: (NН4)2S + Н2О → NН4HS + NН4ОH, NH4+ + S2– + НОН → NH4ОH + HS–, рН 7 слабощелочная |
Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов не будет связывать молекулы воды с образованием слабого электролита. Например: КNО3 + Н2О ≠. Степень гидролиза (отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул) увеличивается при разбавлении раствора и при повышении температуры. |