- •Лекция 11.
- •Часть 1. Гальванические элементы
- •Условная схема гальванического элемента
- •Аккумуляторы
- •Часть 2. Коррозия металлов. Способы защиты металлов от коррозии
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией
- •Электрохимическая коррозия в кислородной деполяризацией
- •Способы защиты металлов от коррозии
- •4Электрохимическая защита.
- •Контрольная работа №11 (3 балла)
- •Лекция 13. Качественный анализ.
- •Типы реакций, применяемые в аналитической химии
- •Качественный анализ
- •Условия проведения реакций
- •Определение и регулирование рН в ходе анализа
- •Способы выполнения реакций
- •Реакции “сухим” способом
- •Реакции “мокрым” способом
- •Микрокристаллоскопический метод анализа
- •Методы определения качественного состава раствора
- •Дробный метод анализа.
- •Систематический метод анализа
- •Аналитические классификации ионов
- •Фильтрование
- •Центрифугирование
- •Осаждение ( седиментация)
- •Маскирование
- •5. Хроматографическое разделение
- •Экстракция
- •Электрохимические методы разделения
- •Флотация
- •Разделение и обнаружение газов
- •Реакции обнаружения анионов
- •Качественный анализ минерала (этот материал дополнительный, приведен для ознакомления)
- •Прямые методы анализа
- •Непрямые методы анализа
- •Аппаратура, химическая посуда, материалы
- •Подготовка образца к анализу
- •Выбор растворителя
- •Растворение в воде
- •Кислотное растворение
- •Растворение в разбавленной hCl
- •Растворение в концентрированной hCl
- •Растворение в азотной кислоте и смеси кислот
- •Бескислотное растворение
- •Контроьные задания
- •Задание №1,6,11,16
- •Задание №2,7,12,17
- •Задание №3,8,13,18
- •Задание №4,9,14,19
- •Задание №5,10,15,20
- •Лекция 14.Комплексные соединения
- •1.Понятие о комплексном соединении
- •2.Структура комплексных соединений
- •3.Номенклатура комплексных соединений
- •4.Классификация комплексных соединений
- •4.1.Комплексные соединения, содержащие
- •4.2.Комплексные соединения, содержащие ионные лиганды
- •4.3. Циклические комплексные соединения
- •4.4. Многоядерные комплексные соединения
- •5.Изомерия комплексных соединений
- •6.Равновесия в растворах комплексных соединений
- •7.Квантово-механические методы трактовки химической связи в комплексных соединениях
- •7.1. Метод валентных связей
- •7.2. Теория кристаллического поля
- •9. Применение комплексных соединений
- •Лекция 10. Окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Правила для определения степени окисления атомов:
- •Определение степени окисления атомов в сложных соединениях и ионах
- •Основные окислители и восстановители
- •Метод электронного баланса
- •2. Метод полуреакций или ионно-электронный метод
- •Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Направление окислительно-восстановительных реакций Электродные потенциалы
- •Сущность возникновения электродного потенциала
- •Ряд стандартных электродных потенциалов
- •Информация, заложенная в ряду стандартных электродных потенциалов:
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •Определение направления протекания овр
- •Лекция № 8 Общие свойства растворов.
- •Основные способы выражения концентрации растворов:
- •Понижение давления насыщенного пара
- •Примеры решения задач
- •Повышение температуры кипения растворов
- •Примеры решения задач
- •Понижение температуры замерзания растворов
- •Осмотическое давление раствора
- •Лекция 9 Растворы электролитов
- •Механизм электролитической диссоциации
- •1. Диссоциация веществ с ионной связью
- •2. Диссоциация соединения с полярной ковалентной связью (полярные молекулы)
- •Количественный критерий процесса диссоциации
- •Слабые электролиты
- •Сильные электролиты
- •Взаимосвязь между кд и . Закон разбавления Оствальда
- •Диссоциация воды. Водородный показатель
- •Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации
- •Реакции ионного обмена (рио)
- •Условия необратимого протекания реакций ионного обмена (рио)
- •Гидролиз солей
- •Произведение растворимости.
- •Лекция № 7 химическая кинетика и химическое равновесие
- •Факторы, влияющие на скорость реакции
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
- •Особенности закона действия масс
- •Зависимость скорости реакции от температуры
- •Ограниченность правила Вант-Гоффа:
- •Катализаторы
- •Химическое равновесие
- •Механизмы химических реакций
- •Лекция 12. Электролиз
- •Электролиз водных растворов солей
- •Особенности катодных процессов в водных растворах
- •Примеры решения задач
- •Электролиз расплавов электролитов
- •Законы Фарадея
- •Практическое применение электролиза
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •Перенапряжение
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных систем
- •Окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем (инертный электрод – платина)
- •Контрольная работа №12
- •Лекция № 6 основные положения химической термодинамики и основы термохимии
- •Термодинамическая система
- •Процессы
- •Первое начало термодинамики ( I н т/д )
- •Правила знаков в термодинамике
- •Основы термохимии (т/х) Закон Гесса. Термохимические расчеты
- •Второе начало термодинамики (II н т/д)
- •Свободная энергия Гиббса. Критерий направленности процесса в неизолированных системах
- •Одно из основных уравнений химической термодинамики
- •Термодинамические расчеты
- •Третье начало термодинамики
- •Приложение Примеры решения задач
Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации
1. Кислоты:
HNO3 = H + + NO3
Кислоты-электролиты, при диссоциации которых образуются ионы водорода - протоны (фактически, ионы оксония) и кислотный остаток.
Притоны придают кислотам кислый вкус и ответственны за изменение окраски кислотно-основных индикаторов (лакмуса, метил-оранжа и др),
Кислоты реагируют с основаниями, при этом образуются соль и вода (реакция нейтрализации). При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием выделяется 57,6 кДж/ моль теплоты, что соответствует процессу
Н= + ОН- == НОН (Н2О)
Для слабых оснований и кислот тепловой эффект (∆H) различается, т.к. уравнения реакции обратимые
CH3COOH + ОН- HОН + CH3COO
2. Основания:
Са(ОН) 2 = Са + + 2ОН
Основания – электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов. Гидроксид – ионы придают растворам «мылкость» и ответственны за изменение окраски кислотно-основных индикаторов. (фенолфталеина, лакмуса и др.). Амфотерные основания как правило нерастворимые вещества.
3. Соли:
а) нормальные (средние) соли - продукты реакции нейтрализации. Диссоциируют на катионы металлов (или NH4+), которые появились из основания и кислотный остаток (из соответствующей кислоты)
NaNO3 = Na+ + NO3
CuSO4 = Cu +2 + SO4 2
б) кислые соли – продукты неполной нейтрализации кислоты основанием. Если кислота – слабый электролит, то уравнения диссоциации имеют вид:
Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3
KHCO3 = K+ + HCO3
в) основные соли – продукты неполной нейтрализации основания кислотой. Часто они бывают нерастворимы . Если основание – слабый электролит, то уравнения диссоциации имеют вид:
(CuOH)2SO4 = 2CuOH+ + SO42
Реакции ионного обмена (рио)
(см. также лабораторную работу)
Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах являются реакциями между ионами. В отличие от молекулярных уравнений, ионные уравнения показывают истинных участников реакции.
РИО – это необратимые реакции, протекающие в растворах электролитов без изменения степени окисления атомов, входящих в состав соединений. Условием необратимости является соединение катионов и анионов, приводящее к образованию малодиссоциированного соединения (слабого электролита). Это могут быть нерастворимые соединения (осадки),газообразные вещества малодиссоциированные соединения, разлагающиеся на газ и воду, слабые электролиты – вода, уксусная кислота и др.
Условия необратимого протекания реакций ионного обмена (рио)
1. Образование труднорастворимого вещества, которое выделяется из раствора в виде осадка:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl молекулярное ур-е
Fe+3 + 3Cl + 3Na + + 3OH = Fe(OH)3 + 3Na + 3Cl ионное уравнение
Fe+3 + 3OH = Fe(OH)3 - сокращенное ионное ур-е
(т.е. истинные участники реакции Fe+3 и OH ) .
Вывод: труднорастворимые соединения всегда записываются в молекулярном виде.
2. Образование газообразного вещества
K2S + 2HCl = 2KCl + H2S
2K+ + S 2 + 2H + + 2Cl = 2K + + 2Cl + H2S
S2 + 2H + = H2S
Вывод: газообразное вещество всегда записывается в молекулярной форме.
3. Образование малодиссоциирующих веществ
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O
2K+ + 2OH + 2H+ + SO4 2 = 2K+ + SO4 2 + 2H2O
2H + + 2OH = 2H2O
Na2CO3 + H2SO4 = Na2CO3 + CO2 + H2O
2H+ + CO3 2 = CO2 + H2O
Будет ли искомая реакция РИО ?
KCl + NaNO3 KNO3 + NaCl
РИО написать нельзя, т.к. уйдут при сокращении все участники реакции реакция обратима.