Неорганическая химия -
реклама
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Сибирский федеральный университет Кафедра химии Красноярск, 2008 Неорганическая химия УДК ББК 540 24.1 Н52 Авторы: С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова, Н. Н. Головнев, С. В. Сайкова Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине «Неорганическая химия» подготовлен в рамках реализации в 2007 г. программы развития ФГОУ ВПО «Сибирский федеральный университет» на 2007–2010 гг. по разделу «Модернизация образовательного процесса». Рецензенты: Красноярский краевой фонд науки; Экспертная комиссия СФУ по подготовке учебно-методических комплексов дисциплин Н52 Неорганическая химия. Презентационные материалы. Версия 1.0 [Электронный ресурс] : наглядное пособие / С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова и др. – Электрон. дан. (6 Мб). – Красноярск : ИПК СФУ, 2008. – (Неорганическая химия : УМКД № 265-2007 / рук. творч. коллектива С. Д. Кирик). – 1 электрон. опт. диск (DVD). – Систем. требования : Intel Pentium (или аналогичный процессор других производителей) 1 ГГц ; 512 Мб оперативной памяти ; 6 Мб свободного дискового пространства ; привод DVD ; операционная система Microsoft Windows 2000 SP 4 / XP SP 2 / Vista (32 бит) ; Microsoft PowerPoint 2003 или выше. ISBN 978-5-7638-1497-2 (комплекса) ISBN 978-5-7638-1498-9 (пособия) Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802707 от 22.12.2008 г. (комплекса) Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802736 от 20.12.2008 г. (пособия) Настоящее издание является частью электронного учебно-методического комплекса по дисциплине «Неорганическая химия», включающего учебную программу, курс лекций, лабораторный практикум, методические указания по самостоятельной работе, контрольноизмерительные материалы «Неорганическая химия. Банк тестовых заданий». Представлена презентация (в виде слайдов) теоретического курса «Неорганическая химия». Предназначено для студентов направлений подготовки бакалавров 150100.62 «Металлургия», 280200.62 «Защита окружающей среды» укрупненных групп 150000 «Металлургия, машиностроение, металлообработка», 280000 «Безопасность жизнедеятельности, природообустройство и защита окружающей среды». © Сибирский федеральный университет, 2008 Рекомендовано к изданию Инновационно-методическим управлением СФУ Разработка и оформление электронного образовательного ресурса: Центр технологий электронного обучения информационно-аналитического департамента СФУ; лаборатория по разработке мультимедийных электронных образовательных ресурсов при КрЦНИТ Содержимое ресурса охраняется законом об авторском праве. Несанкционированное копирование и использование данного продукта запрещается. Встречающиеся названия программного обеспечения, изделий, устройств или систем могут являться зарегистрированными товарными знаками тех или иных фирм. Подп. к использованию 01.09.2008 Объем 6 Мб Красноярск: СФУ, 660041, Красноярск, пр. Свободный, 79 Оглавление Общие сведения Модуль 1. Общетеоретические основы неорганической химии • Раздел 1. Общие закономерности химических процессов • Раздел 2. Строение атома и периодическая система • Раздел 3. Химическая связь • Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Модуль 2. Химия элементов и их соединений • Раздел 6. Общая характеристика химических элементов Модуль 3. Химическая идентификация и анализ вещества 4 Общие сведения Цели курса • Развитие компетенций, способствующих формированию выпускника нового поколения. • Формирование у студентов химического мышления путем освоения основных закономерностей и общих методов химии как науки для решения различных химических проблем. • Формирование творческих способностей будущих специалистовбакалавров с помощью предметного содержания обучения и соответствующей организацией познавательной деятельности по его усвоению (лабораторный практикум, решение задач, как лабораторно-практического, так и теоретического направления). • Овладение студентами теоретических основ и навыков современных химических и физико-химических методов, применяемых в аналитических лабораториях предприятий и научно-исследовательских институтах цветной металлургии. Введение 6 Задачи курса • Научить понимать природу химических реакций, используемых в металлургии цветных, редких и благородных металлов. • Использовать общие закономерности протекания химических реакций, современное представление о строении атома, положения элементов в периодической системе и теорию химической связи. • Научить прогнозировать и определять свойства соединений и направление химической реакции. • Осуществлять анализ свойств неорганических веществ, исходя из строения атома элемента и положения его в периодической системе Д. И. Менделеева. Введение 7 Межпредметная связь Теория и технология пиро-, гидро-, электрометаллургии Основы экологии Спец. предметы Общая химия Физика Неорганическая химия Математика Физическая химия Аналитическая химия Введение Физико-химические методы анализа 8 Компоненты курса ЭКЗАМЕН ЛЕКЦИИ, 51 час КУРС Самостоятельная работа, 95 часов Лабораторные занятия, 34 часа Введение 9 Содержание курса Неорганическая химия Модуль 1 Модуль 2 Модуль 3 Введение 10 Библиографический список 1. Коржуков, Н. Г. Неорганическая химия: учеб. пособие для вузов / Под науч. ред. Г. М. Курдюмова – М. : МИСИС, 2004. – 512с. 2. Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия / Н. С. Ахметов. – М. : Высш. шк., 2001. – 743с. 3. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 2002. – 780с. 4. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. школа, 2002. – 558с. 5. Понамарев, В. Д. Аналитическая химия (в двух частях). Ч. 1. Теоретические основы. Качественный анализ – М. : Высш. шк., 1982 – 288с. 6. Основы аналитической химии в 2-х кн., Книга 2. Методы химического анализа: учеб. для вузов под ред. А. Ю. Золотова. 2-е изд., перераб. и доп. – М. : Высш. шк., 1999 – 494с. Введение 11 Модуль 1 Общетеоретические основы неорганической химии Раздел 1 Общие закономерности химических процессов Общетеоретические основы неорганической химии 13 Тема 1. Элементы химической термодинамики Типы систем Внешняя среда СИСТЕМА Энергия Энергия Энергия Изолированная система Закрытая система Открытая система Вещества Вещества Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов Вещества 14 Тема 1. Элементы химической термодинамики Первый закон термодинамики Энергия изолированной системы постоянна. Окружающие тела dU = Q – A U СИСТЕМА Q 0 A0 Изменение внутренней энергии системы (dU) равно количеству теплоты (Q), перешедшей от системы к внешней среде (или наоборот), за вычетом всех видов работ (А), совершенных системой над внешней средой (или наоборот). Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 15 Тема 1. Элементы химической термодинамики Закон Гесса Тепловой эффект химических реакций зависит только от вида и состояния исходного вещества и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Г. И. Гесс (1836 г.) – проф. Горного Института (Петербург) Следствие: тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения (продуктами), и теплотами образования всех веществ в левой части (реагентами), взятых со стехиометрическими коэффициентами (для теплоты сгорания – наоборот!). Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 16 Тема 1. Элементы химической термодинамики Энтальпийная диаграмма окисления графита 0 0 0 Н1 = Н2 + Н3 Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 17 Тема 1. Элементы химической термодинамики Самопроизвольные процессы p1>p2 или T1>T2 p2 T2 Перемешивание газов Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 18 Тема 1. Элементы химической термодинамики Направление процессов Свободная энергия Лабильная система Самопроизвольный НЕсамопроизвольный Метастабильное равновесие Равновесие Изменение системы Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 19 Тема 1. Элементы химической термодинамики Третий закон термодинамики Энтропия идеального кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Планк (1911 г.) Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 20 Тема 1. Элементы химической термодинамики Изменение энергии Гиббса в зависимости от температуры 0 • • • • 1 – H>0, S<0 не самопроизвольно 2 – H<0, S<0 возможен при низких Т 3 – H>0, S>0 возможен при высоких Т 4 – H<0, S>0 самопроизвольно протекает 3О2(г) = 2О3(г) 2NO2(г) = N2О4(г) 2Сu2Oтв. = 4Сu(т) + О2(г) Ств. + О2(г) = 2СО(г) Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 21 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Химическая кинетика Химические реакции Молекулярность Гомогенные Порядок реакции Гетерогенные Скорость химических реакций Факторы, влияющие на скорость • Природа веществ • Концентрация Закон действия масс • Температура • Давление • Катализатор Закон Вант-Гоффа Теория активированного комплекса Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 22 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Закон действующих масс аА + bВ + …… = сС + dD +…. k C A CB nA 2CO(г)+О2(г)= О2(г) Vгом k C CO2 2 CO nB С(к) +О 2(г) =СО 2(г) Vгет k PO 2 Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 23 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Зависимость скорости реакции от температуры nE/N T1 = 293 K° T2 = 303 K° Ea Eверх E Изменение вида кривой распределения при повышении температуры Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 24 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного комплекса A2 + B2 → 2AB Переходный комплекс E Еперех. сост. A2 + B2 Ea 2AB Исходные вещества Продукты реакции Еисх. сост. Еконеч. сост. Ход реакции А+В начальное (исходные вещества) [А…В]# переходное (активированный комплекс) Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов АВ конечное (продукты реакции) 25 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Графит и алмаз Катализатор Высокие p, T Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 26 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Катализ Отрицательный Положительный Автокатализ Каталитические яды – [A…B]' G [B…AK]' ∆(∆G)' вещества, ухудшающие действие катализаторов. [A…K]' Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов. A+B +K AB Gисходное Gконечное Ингибиторы – вещества, уменьшающие скорость реакции. Путь реакции Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 27 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Химическое равновесие Химические реакции Обратимые Необратимые Химическое Равновесие Гомогенное Гетерогенное Принцип Ле-Шателье Константа равновесия Смещение равновесия Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 28 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Химическое равновесие в гомогенных системах 2NO2 N2O4 V1 V2 k СNO2 k N 2O4 2 Кр ∆G0 = RT lnKp KP Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов k k N 2O 4 NO2 2 29 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Смещение химического равновесия Принцип Ле-Шателье: если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, то в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие. Анри-Луи Ле-Шателье (1850–1936 ) Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 30 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Фазовая диаграмма воды Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 31 Раздел 2 Строение атома и периодическая система Общетеоретические основы неорганической химии 32 Тема 3. Электронное строение атома Модель Томсона + – + – + + + Модель Резерфорда ẽ ẽ – –+ + – – ẽ – Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система ẽ 33 Тема 3. Электронное строение атома Модель Бора Модель Зоммерфельда + hv n=1 n=2 n=3 – hv E = E – E(n–1) = hv n Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 34 Тема 3. Электронное строение атома Многоэлектронные атомы Уровень Подуровень n + Орбитали L mL 1 0 0 2 0,1 0; –1,0,+1 3 f 2 d 1 p 0 S 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s и т. д. Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 35 Тема 3. Электронное строение атома Формы электронных орбиталей Названия предложены из анализа видов спектров: s – «резкая, отчетливая» (sharp); p – «главная»(principal); d – «диффузная, размытая» (diffuse); f – «основная» (fundamental); g – следующий за «f». Формы s-, р- и d-электронных облаков (орбиталей) Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 36 Тема 3. Электронное строение атома Квантовые числа Уравнение Шредингера 2y 2y 2y 8p 2 m + + + (E U ) y 0 2 2 2 h c у z Квантовое число Принимаемые значения Характеризуемое свойство Примечание Главное (n) 1, 2, 3, …, ∞ Энергия (Е) уровня. Среднее расстояние (r) от ядра n = ∞ ― отсутствие взаимодействия с ядром, Е=0 Орбитальное (l) 0, 1, …, (n – 1) всего n значение для данного n Орбитальный момент количества движения – расположение орбитали в пространстве Обычно используют буквенные символы: L: 0 1 2 3 4 spdfg Магнитное (ml) – l, …,0,…, l всего 2l + 1 значение для данного l Ориентация собственного магнитного момента При помещении в магнитное поле орбитали с различными m1 имеют разную энергию Спиновое (ms) ±½ не зависит от свойств орбитали Проекция собственного момента количества движения Обозначают ↑ и ↓ Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 37 Тема 3. Электронное строение атома Энергетические уровни водородоподобного атома Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 38 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z Z Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 39 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Изменение потенциала ионизации Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 40 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Электроотрицательность элементов Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 41 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Кислотно-основные свойства соединений химических элементов NaOН Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HСlO4 Увеличение кислотный свойств Эn+ О Н Радиус , заряд ядра +2 – основный +3 – амфотерный +6 – кислотный CrO Cr(OH)2 Cr2O3 Cr(OH)3 H3CrO3 CrO3 H2CrO4 Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 42 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов Окислительные свойства F2 Cl2 Br2 I2 IVA VA VIA Sn+4 As+5 Sb+5 S+6 Pb+4 Bi+5 Se+6 Восстановительные свойства F Cl Br I Побочные Sn2+ Cr2O3 WO2 Pb2+ Побочные K2CrO4 K2WO4 Усиление Усиление Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 43 Раздел 3 Химическая связь Общетеоретические основы неорганической химии 44 Тема 5. Химическая связь Основные типы химической связи Химическая связь Ионная Ковалентная Полярная 2 > c > 0,5 Металлическая Неполярная 0,4 > c > 0 Ковалентная связь. Механизмы образования связи: Межмолекулярное взаимодействие • насышаемость; • направленность; • типы гибридизации АО; • метод молекулярных орбиталей. Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 45 Тема 5. Химическая связь Механизмы образования ковалентной связи Обменный механизм Донорно-акцепторный механизм Донор Акцептор Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 46 Тема 5. Химическая связь Изменение энергии в молекуле водорода Е 1 Н→ Отталкивание Н dсв ← 0 dнн Притяжение Есв 2 Изменение средней потенциальной энергии взаимодействия двух сближающихся атомов водорода Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 47 Тема 5. Химическая связь Насыщаемость ковалентной связи О F N 2p 2p3 2s 2s2 В В 2s 2p 2p 2р4 2s 2s2 : О : +2 H H O H H : N +3H H :N H Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 48 Тема 5. Химическая связь Направленность ковалентной связи p-перекрывание y y x x y x -перекрывание y x y s–p x p–p x d–d -связь y d–d Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 49 Тема 5. Химическая связь Типы гибридизаций АО SP Хлорид бериллия S P 180º sp2 120º Хлорид бора Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 50 Тема 5. Химическая связь Типы гибридизаций sp3 C S 109º P sp3 Метан Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 51 Тема 5. Химическая связь Хлорид бериллия Cl Be Cl 180º S P SP BeCl2 Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 52 Тема 5. Химическая связь Хлорид бора Cl В S 120º Cl Cl P Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь ВCl3 53 Тема 5. Химическая связь Строение молекулы метана H C S H H P Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 109º H CH4 54 Тема 5. Химическая связь Примеры молекул y y x x НСl СН4 Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь NН3 Н2О 55 Тема 5. Химическая связь Метод молекулярных орбиталей Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 56 Тема 5. Химическая связь Двухатомные гомоядерные молекулы 1-го периода Е МО σ(1s1–1s2) 1s1 1s2 σcв (1s1+1s2) Не2 n=0 Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь Е МО σ(1s1–1s2) 1s1 1s2 σcв (1s1+1s2) Не2+ 2 1 n 0 .5 2 57 Тема 5. Химическая связь Молекула кислорода ММО Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 58 Тема 5. Химическая связь Ионная связь Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 59 Тема 5. Химическая связь Межмолекулярное взаимодействие Ориентационное Индукционное Дисперсионное Водородная связь Эσ- — Нσ+ …Эσ- — Нσ+ …Эσ– — Нσ+ … Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 60 Раздел 4 Растворы и дисперсные системы Общетеоретические основы неорганической химии 61 Тема 6. Общие свойства растворов Дисперсные системы Дисперсные системы Грубодисперсные d>10–3 см Высокодисперсные 10–7<d<10–8 см Коллоидные 10–7<d<10–8 см Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Истинные d<10–8 см 62 Тема 6. Общие свойства растворов Кривые растворимости г вещества/100 г Н 2О 120 NH4HCO3 NaNO3 100 80 KNO3 NH4Cl 60 NaCI 40 NaHCO3 20 0 0 20 40 60 80 100 t, °C Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 63 Тема 6. Общие свойства растворов Тепловые эффекты растворения NaOH(тв) 80 Н2О 60 40 Экзотермическая Q>0 , ∆H<0 Эфир 20 0 40 NH4Cl 30 20 Н2О 10 0 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Эндотермическая Q<0 , ∆H>0 64 Тема 6. Общие свойства растворов Концентрация растворов mх 100, %. mр-ра Массовая доля ω Молярная концентрация m С , моль/л. M V Молярная концентрация эквивалента С( f экв ( Х ) Х ) M (fэкв M ( Х ) ) f экв ( Х ) M ( Х ) Х n( f экв( Х ) Х ) V Количество эквивалентов вещества Х Молярная масса эквивалента вещества Х . n( f экв ( X ) X ) m( X ) M ( f экв ( X ) M ( X ) ) M ( f эквX M ( X ) ) f экв(X) M ( X ) Фактор эквивалентности Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 65 Тема 6. Общие свойства растворов Коллигативные свойства Вант-Гофф Осмотическое давление Давление пара над раствором 1 закон Рауля: Р1 Р1 Р или Х 2. 0 Р0 Р1 0 Температуры кипения и кристаллизации растворов tкип Е Сm t крис K C m – 2 закон Рауля. Схема возникновения осмоса: 1 – полупроницаемая перегородка; 2 – начальный уровень растворов I и II (СII > CI); 3 – равновесный уровень растворов. Е – эбулиоскопическая; К – криоскопическая постоянная растворителя; Cm – моляльная концентрация раствора. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Росм СМ R T . 66 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Электролиты А + + + + Катион Анион - + - + - + _ _ _ _ К Это растворы: • щелочей; • солей; • неорганических кислот в воде; • растворы ряда солей в органических растворителях. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 67 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Теория электролитической диссоциации Диссоциация солей с ионной связью: средней KCl K+ + Cl; кислой KHSO3 K+ + HSO3; основной CuOHNO3 CuOH+ + NO3. Диссоциация полярных молекул: HCl H+ + Cl. Слабый электролит: Этапы электролитической диссоциации полярных молекул (а) и ионных кристаллов (б): I – сольватация; II – ионизация; III – диссоциация. СH3CОOН H+ + СH3CОО. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 68 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Классификация электролитов в воде Cильные Соли Основания Практически Гидроксиды щелочных и щелочноземельных все металлов: от LiОН к CsОН, Ba(ОН)2 Кислоты HCl, HBr, HJ H2SO4,HNO3,HClО3, НClO4 Слабые Соли Некоторых металлов: HgCl2, CdJ2, Fe(CNS)3 Основания Водный раствор аммиака, нерастворимые, амфотерные: Mg(OH)2, Be(OH)2. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Кислоты HF, H2S, HCN, H2SO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, H3PO3, H2SiO3, CH3COOH 69 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Смещение равновесия слабого электролита В пробирку с водой добавляем CH3COOH + МЕТИЛ ОРАНЖ – цвет красный. Добавляем CH3COONa H 2O CH3COOH CH3COONa _ CH3COO + H+ _ CH3COO + Na+ Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 70 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Растворы слабых электролитов Диссоциация: • H3PO4 + + H2PO4, К1= 7,1·10 – 3, = 27 %; • H2PO4 + + HPO4, К2= 6.2·10 – 8, = 0,15 %; • HPO42 + + PO43, К3 = 5.0·10 –13, = 0,005 %. Константа равновесия: СН3СООН Н+ + СН3СОО СН 3ОО- × Н + Кд . СН СООН 3 Закон разбавления Оствальда: α К . СМ Зависимости Кд некоторых слабых электролитов в водных растворах от температуры Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 71 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Индикаторы 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 рН < 7 11 12 13 14 рН > 7 Лакмус Красный Фиолетовый Синий Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Малиновый Метилоранж Розовый Оранжевый Желтый Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 72 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Протолитическая теория кислот и оснований – Протон Н+ Н+ Основание Кислота НСI(г.) + H2О(ж.) H3О+(водн.) + СI (водн.) кисл.1 основ.2 кисл.2 основ.2 NaOH(т.) + H2O(ж.) Na+(вод.) + OH(вод.) OH (вод.) + H3O+(водн.) 2 H2O(ж) Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Кислота – донор катионов водорода: НСl H+ + Сl NH4+ H+ + NH3 НCO3 H+ + CO32. Основание – акцептор катионов водорода: NH3 + H+ NH4+ , АlОН2+ + H+ Аl3++ H2О, PO43 + H+ НPO42. 73 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Ионнообменные реакции Необратимые реакции Образуется осадок (↓) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl Выделяются газообразные вещества Na2S+ 2HCl = H2S↑ + 2NaCl Образуется слабый электролит 2CH3COOK + H2SO4 = 2CH3COOH + K2SO4 Образуются комплексные соединения Hg(NO3)2 + 4KJ = K2[HgJ4] +2KNO3 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 74 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Гидролиз солей Гидролиз солей По катиону По аниону По катиону и аниону Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Совместный 75 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Гидролиз по катиону NH4Cl ZnCl2 NH4+ Cu(NO3)2 Zn+2 Cu2+ Al2(SO4)3 Al+3 Катион однозаряден: NН4Cl + Н2O NH4OH? + HCl Среда кислая pH<7 + NH4OH + H NH4+ + HOH Cl Катион многозаряден: AlCl3 + H2O = AlOHCl2 + HCl Гидроксохлорид алюминия Al+3 + _ H+ OH (AlOH)2+ + H+ 2Cl _ Cl _ Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Среда кислая pH<7 76 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Гидролиз по аниону K2S NaСN Na2CO3 CO3 PO43– CN– 2– 2– K3PO4 S Однозарядный анион : NaСN + Н2O НСN + NaOH Среда щелочная pH>7 CN– + НOН НСN + OН Na + Многозарядный анион: Na2SO3 + H2O = NaHSO3 + NaOH Гидросульфит натрия SO3 2 _ + H+ OH _ _ (HSO3) + OH 2Na+ Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Среда щелочная pH>7 77 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Гидролиз по катиону и аниону Однозарядный катион и анион : NН4СN + Н2O CN– + NН4 + НOН НСN + NН4OН НСN + NН4OН Однозарядный катион и многозарядный анион : (NН4)2СО3 + Н2О NH4ОН + NH4НСО3, NH4+ + СО32 + HОН NH4OH + НСО3. Многозарядный катион и однозарядный анион : Zn(NO2) 2 + Н2О ZnОНNO2 + НNO2, Zn2+ + NO2 + HОН ZnОН+ + HNО2. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 78 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Реакции обмена, сопровождающиеся гидролизом 2AlCl3 + 3Na2CO3+ 3H2O 2Al(OH)3↓ + 3CO2 + 6NaCl Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O 2Cr(OH)3↓ + 3H2S + Na2SO4 2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O Cu2(OH)2CO3↓ + 4NaNO3 + CO2 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 79 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительные реакции В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряженные пары «окислитель-восстановитель» – O1, В1 и O2, В2 . Хотя окисление без восстановления невозможно, сами процессы можно записать раздельно. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 80 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Элементы в промежуточной степени окисления H2+O–2 2О– +2е2О-2 О20 2О– -2е О20 H2+O2– Na2S–2 Na2S+4O3 S+4 +6e S–2 S0 S+4 +4e S0 Na2S+6O4 S+4 – 2e S+6 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 81 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Типы ОВР Межмолекулярные 2Сu0 +O20 2Cu2+O2– 3H2S2 +H2S+6O4 4S0 + 4H2O 6KI + 4H2S+6O4 3I20+S0 +3K2SO4+4H2O Внутримолекулярные (N–3H4)2Cr2+6O7 (t0) N20 + Cr2+3O3 + 4H2O 2NaN+5O3–2 2NaN+3O2 + O20 Диспропорционирование KCl+5O3–2 2KCl– + 3O20 4KCl+5O3KCl+3KCl+7O4 Cl20 + 2KOH KCl +KCl+1O +H2O 4Na2S+4O3 Na2S2 + 3Na2S+6O4 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 82 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Перманганат калия H+ KMnO4 H 2O OH– Mn+2 MnO2 K2MnO4 2KMnO4 + 5Na2SO3+3 H2SO4 = 2 MnSO4+ 5 Na2SO4 + K2SO4 +3H2O 2 KMnO4 + 5Na2SO3+ H2O = 2MnO2+ 3 Na2SO4 + 2KOH 2 KMnO4 + Na2SO3+ 2КOH = 2 K2MnO4+ Na2SO4 + H2O Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 83 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Ионно-электронный метод [O2–]исх.в-в [O2–]кон.в-в а) кислая среда б) щелочная и нейтральная среды [O2–]исх.в-в [O2–]кон.в-в а) кислая и нейтральная среды б) щелочная среда Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы [O2–] + 2H+ = H2O; [O2–] + H2O = 2OH–. Н2О = [О2–] + 2Н+; 2ОН– = [О2-] + Н2О. 84 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Электродные процессы Окисление 2е 2е 2е Zn Восстановление Равновесный потенциал Zn2+ Zn2+ Zn Zn Zn2+ 2е Eокисл/восст RT Cокисл E окисл/восст + ln nF Cвосст 0 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 85 Тема 9. Основы электрохимии Двойной электрический слой E Два случая формирования потенциала: а – активный металл, отрицательный потенциал; б – малоактивный металл, положительный потенциал En E Ed r Распределение потенциала в двойном электрическом слое: r – расстояние от поверхности металла а) Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы б) 86 Тема 9. Основы электрохимии Схема гальванического элемента Zn0|ZnSO4||CuSO4|Cu0 2e– – + V Солевой мостик Zn KCl Cu + – – + + – – + + – – + + – – + + – – + + – – ++ + + ++ – + + – – + + –– – + + – – + + – – + + – + + –– – – Раствор ZnSO4 Раствор CuSO4 Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 87 Тема 9. Основы электрохимии Процессы на аноде и катоде Анод – Катод + Zn0|ZnSO4||CuSO4|Cu0 А: Zn0 – 2e Zn2+ 0= 0,76 окисление K: Cu2+ + 2e Cu0 0 = +0,34 восстановZn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 Е0= 0К – 0А ление Е0Cu-Zn= 0,34 – (–0,76)=1,1В. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 88 Тема 9. Основы электрохимии Коррозия металлов Электрохимическая коррозия Водородная деполяризация Кислая среда: 2Н+ + 2 ē = Н2 О2 + 4Н+ + 4ē → 2Н2О Кислородная деполяризация Нейтральная среда: O2+2H2O+4ē =4OH Fe(OH)2+O2→Fe(OH)3→FeOOH + H2O Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 89 Тема 9. Основы электрохимии Защита от коррозии Методы защиты Неэлектрохимические Электрохимические Легирование металлов Метод протектора Защитные покрытия Катодная защита Анодное Анодная защита Катодное Изменение свойств коррозионной среды Рациональное конструирование изделий Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 90 Тема 9. Основы электрохимии Протекторная защита Грунт Стальная труба Цинковый блок Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 91 Тема 9. Основы электрохимии Электролиз расплава А Н О Д CI Na + CI Na + К А Т О Д Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы NaCl Na+ + Cl Катод: Na+ + е Na Анод: 2Cl 2е Cl2 2 1 2Na+ +2Cl 2 Na + Cl2 92 Тема 9. Основы электрохимии Электролиз водных растворов Катодные процессы Li Rb K Ba Ca Na Mg Восстанавливается: 2H2O + 2e =H2 + 2OH или 2H++ 2e = H2 AI Mn Zn Cr Fe Co Совместное восстанавление: Men++ ze = Me0 2H2O+2e=H2+2OH Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au Восстанавливается: металл Men+ + ne = Me0 Анодные процессы Водные растворы Окисляются анионы: Не окисляются анионы: R–COO CI Br I S2 F SO42 NO3 CO32 PO43, 2CI– 2e = CI2 2R–COO– 2e = 2CO2 + R– а окисляются молекулы воды: 2H2O – 4e = O2 + R 4H+ Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Щелочные растворы Окисляются: 4OH– 4e = O2 + 2H2О 93 Тема 9. Основы электрохимии Схема электролиза раствора Инертные электроды Электролиз 2 Na2SO4 + 6H2O 4 NaОН + 2Н2 + O2 + 2Н2SO4 Диссоциация: Na2SO4 2 Na+ + SO42 Катод(–) Анод (+) Процессы, протекающие на катоде (–) : Na+ , Н2О: 2Н2О + 2e = Н20 + 2ОН; 2 аноде (+) : SO42, Н2О: 2Н2О 4e = О20 + 4Н+. 6Н2О = 2Н2 + 4ОН + 4Н+ Продукты на катоде: Н2 , NaОН; на аноде: O2 , Н2SO4. Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы O2 + 1 восстановление окисление Общее уравнение электролиза 94 Тема 9. Основы электрохимии Схема электролиза раствора Инертные электроды Электролиз NiSO4 + H2O Ni + Н2 + O2 + Н2SO4 Диссоциация: NiSO4 Ni2+ + SO42 Катод(–) Анод (+) Процессы, протекающие на катоде (–) : Ni2+ , Н2О: Ni2+ + 2e = Ni0 2Н2О + 2e = Н20 + 2ОН; 1 восстановление аноде (+) : SO42, Н2О: 2Н2О 4e = О20 + 4Н+. 1 окисление Ni + 4Н2О = Ni + Н2 + 2ОН + O2 + 4 Н+ 2 H2O Продукты на катоде: Ni, Н2; на аноде: O2 , H2SO4. 2 Н 2O Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 2H+ Общее уравнение электролиза 95 Тема 9. Основы электрохимии Законы Фарадея I·t·Э m= F где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э – эквивалентная масса вещества; I – сила тока, А; t – время, с; F – постоянная Фарадея: 96500 Кл/моль. При превращении одного моля эквивалентов вещества на электроде через него проходит 96500 Кл (А·с). Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 96 Модуль 2 Химия элементов и их соединений Раздел 6 Общая характеристика химических элементов Химия элементов и их соединений 98 Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений Изменение свойств неметаллов Уменьшение радиуса атомов. Увеличение: сродства к электрону; окислительной активности. Ослабление металлических свойств. Период n Группа IIIA IVA VA VIA 1 VIIA VIIIA H He Увеличение радиуса атомов 2 B C N O F Ne 3 Al Si P S Cl Ar 4 Ga Ge As Se Br Kr 5 In Sn Sb Te I Xe 6 Tl Pb Bi Po At Rn 7 p1 p2 p3 p4 p5 p6 Уменьшение: сродства к электрону; окислительной активности Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 99 Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений Изменение кислотных свойств соединений неметаллов +3 +5 +4 +6 H3PO3 – H3PO4 фосфористая фосфорная H2SO3 сернистая + – H2SO4 серная +3 – H4P2O7 дифосфорная – H2S2O3 тиосерная +5 +7 HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4 хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная Усиление кислотных свойств Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 100 Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений Кислоты неметаллов Кислоты Сильные электролиты Слабые электролиты HNO3 H2SO4 H2SeO4 HClO4 HClO3 H3PO2 H4P2O7 H2SO3* H2CO3 * HNO2 H3PO4 H3PO3 * – неустойчивые кислоты Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 101 Тема 11. Комплексные соединения Структура катиона [Cu(NH3)2]+ Е sp [Cu(NH3)2]+ Cu 4s NH3 4p 3d Cu+ 4p NH3 3d 4s Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 102 Тема 11. Комплексные соединения Комплексные соединения Ni+2 Гибридизация атомных орбиталей при образовании параи диамагнитных комплексных ионов Ni+2 [Ni(NH3)4]2+ Е Ni0 Ni2+ sp3 4s 4p NH3 NH3 NH3 NH3 sp2 d 4p [Ni(CN)4]23d 4s 3d CN- Ni2+ 4s 4p CN- CN- CN- 3d Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 103 Тема 11. Комплексные соединения Теория кристаллического поля Распределение электронов по энергетическим подуровням в комплексе [Co(NH3)6]3+ [Co(NH3)6]3+ NH3 – лиганд сильного поля Co3+ 4S0 3d6 Энергия d x2 y 2 d z 2 d dxy dxz dyz Δ1 NH3 NH3 NH3 NH3 NH3 NH3 3d 4s Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 4p 104 Тема 11. Комплексные соединения Теория кристаллического поля [CoF6]3– : : Co3+ 4S0 3d6 F– – лиганд слабого поля, имеющий неподеленные пары электронов :F: Энергия d x2 y2 d z 2 F- d dxy dxz dyz F- F- F- F- F- Δ1 4s 4p Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 4d 105 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Кристаллические решетки металлов а б в Кристаллические решетки металлов: а – кубическая объемно центрированная; б – кубическая гранецентрированная; в – гексагональная Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 106 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Образование энергетических зон в одновалентном металле Разрыхляющие орбитали Связывающие орбитали Валентные электроны в свободном атоме Зона проводимости Валентная зона Заполненные орбитали Свободная зона Внутренние электроны Образование энергетических зон в одновалентном металле Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 107 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Образование энергетических зон в кристалле диэлектрика на примере алмаза E 2p 2s r0 r 1 – валентная зона; 2 – запрещенная зона; 3 – зона проводимости Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 108 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Изменение энергии ионизации в подгруппах s- и d- элементов sI, dI, Период металлы эВ/моль металлы эВ/моль 4 K 4,34 Cu 7,72 5 Rb 4,18 Ag 7,57 6 Cs 3,89 Au 9,22 Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 109 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Бинарные соединения Оксиды – Na2O, BaO. Пероксиды – Na2O2, BaO2. Галиды – KCl, CaF2. Сульфиды – MnS, Al2S3. Гидриды – LiH, CaH2. Нитриды – Na3N, AlN. Карбиды – Be2C, CaC2. Фосфиды – Ca3P2, Na3P. Бориды – AlB, Mg3B2. Силициды – Mg2Si, Al4Si3. Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 110 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов K2O CaO KOH Ca(OH)2 Sc(OH)3 Основные Sc2O3 TiO2 V2O5 Ti(OH)4 VO(ОH)3 H2TiO3 HVO3 CrO3 Mn2O7 H2CrO4 HMnO4 Амфотерные Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов Кислотные 111 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Концентрированная азотная кислота Активные Ме = нитрат + NH3 (NH4NO3) + H2O HNO3( разб.) + ср.акт. Ме = нитрат + N2 (N2O, N2O3, HNO2) + H2O Малоакт. Ме = нитрат + NO + H2O NO3– +10 H+ + 8ē = NH4+ + 3H2O E° = 0,87 В; NO3– +4 H+ + 3ē = NO + 2H2O E° = 0,96 В; 2NO3– +10 H+ + 8ē = N2O + 5 H2O E° = 1,12 В; 2NO3– +12 H+ + 10ē = N2 + 6 H2O E° = 1,25 В; Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 112 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Концентрированная серная кислота Актив. Ме = сульфат + H2S + H2O H2SO4(k) + Ср.акт. Ме = сульфат + S + H2O Мал.акт. Ме = сульфат + SO2 + H2O SO42– + 10H+ +8ē = H2S + 4 H2O SO42– + 4H+ +2ē = SO2 + 2 H2O SO42– + 8H+ +6ē = S + 4 H2O E° = 0,31 B; E° = 0,31 B; E° = 0,15 B. Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 113 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Руды металлов Оксидные Fe2O3 – гематит Al2O3 · nH2O – боксит Cu2O – куприт SnO2 – касситерит MnO2 – пиролюзит Сульфидные PbS – гaленит FeAsS – арсенопирит FeS2 – пирит MoS2 – молибденит СuFeS2 – халькопирит Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 114 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Гидрометаллургический метод получения золота 4Au + O2 + 8NaCN + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH; Au + 2CN– - 1 ē = [Au(CN)2]– 4 O2 + 2H2O + 4ē = 4OH; 1 4Au + O2 + 8CN– + 2H2O = 4 [Au(CN)2]– + 4OH– 2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Au Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 115 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Физико-химические характеристики S-металлов Уменьшение энергии ионизации, Еион Увеличение восстановительной активности Еион 520 496 419 403 375 384 кДж/моль Э Э+ Rа, нм Еион Li 0,155 899 Na 0,189 738 K 0,236 590 Rb 0,248 549 Cs 0,268 503 Fr 0,280 509 кДж/моль Э+ Э2 + Be Rа, нм 0,133 Mg 0,160 Ca 0,197 Sr 0,215 Ba 0,221 Ra 0,235 Увеличение радиуса атомов нм – нанометр (1 нм = 10–9 м) Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 116 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Минералы S-металлов I А подгруппа KCl·NaCl – сильвинит KCl – сильвин KCl·MgCl2·6H2O – карналлит NaCl – галит Na2SO4·10H2O – мирабилит II А подгруппа CaF2 – флюорит CaCO3 – кальцит MgCO3 – магнезит MgCO3·CaCO3 – доломит CaSO4·2H2O – гипс BaSO4 – барит SrSO4 – целестин Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 117 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Физические свойства элементов ІА-группы Металл Li Na K Rb Cs Fr t пл., 0C 179,0 97,8 63,6 39,0 28,0 23,0 Плотность, г/см3 0,53 0,97 0,86 1,53 1,9 2,2 2,5 2,5 Содержание в 3,2 10–3 земной коре, % 1,5 10–2 3,7 10–4 Радиакт Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 118 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Физические свойства элементов ІІА-группы Металл Be Mg Ca Sr Ba Ra t пл., °C 1284 651 851 757 710 700 Плотность, г/см3 1,85 1,74 1,54 2,63 3,76 6,00 Содержание в земной коре, % 6 10–4 2,40 2,96 4 10–2 5 10–2 1 10–10 Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 119 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Взаимодействие элементов ІА-группы с простыми веществами сплавы, Сплавы, интерметаллиды интерметаллиды Только только Li Li2C2 C 8 0 0 °C Li Na K, Rb, Cs Li2O Na2O2 ЭО2 О2 (изб. ) Ме tt с J2 при t Li, Na, Li, Na,КK– -при приtt t Э3N tt Г аl2 Э N2 ЭН Н2 S tt tt ЭГ (Г = F, Cl, Br, J) P Э3Р Э2S, Э2Sn (nmax = 2(Li), 5(Na), 6(K, 6 Rb, = 2 (Li), 5(Na), (K,Cs) Rb, Cs) max Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 120 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Взаимодействие элементов ІІА-группы с простыми веществами сплавы, интерметаллиды Сплавы, интерметаллиды Be Be2C, BeC2 Mg, Ca, Sr, Ba ЭС2 (t ~1200 °C) (реакция протекает в среде аргона) C t P Э3Р2 t Н2 Mg при высоком Р t Г аl2 Э N2 Э3N2 Ме t ЭН2 (кроме Be) S ЭГ 2 О2 t t ЭО ЭS Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 121 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Руды металлов Карбонаты: CaCO3 – кальцит (мел, мрамор, известняк); SrCO3 – стронцианит; CaCO3 · MgCO3- доломит. Сульфаты: BaSO4 – барит CaSO4 · 2H2O – гипс; Na2SO4· 10H2O – мирабилит. Галиды: KCl – сильвин; NaCl · KCl – сильвинит; KCl · MgCl2 · H2O – карналлит; 3NaF· AlF3 – криолит. Силикаты и алюмосиликаты: ZrSiO4 – циркон; 3BeO· Al2O3· 6SiO2 – берилл; Na2O (K2O) · Al2O3 · 2SiO2 – нефелин. Полиметаллическиее руды: FeTiO3 – ильменит (титанат); CaWO4 – шеелит (вольфрамат); PbCrO4 – кроксит (хромат) и др. Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 122 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов марганца MnO MnO2 MnO3 Mn2O7 H2MnO4 HMnO4 Mn(OH)4 Mn(OH)2 H4MnO4 H2MnO3 Основные Амфотерные Кислотные Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 123 Модуль 3 Химическая идентификация и анализ вещества Раздел 7. Химические и физико-химические методы анализа Основные принципы качественного анализа Титриметрический анализ Общая характеристика физико-химических методов анализа. Электрохимические методы: потенциометрия, вольтамперометрия, кондуктометрия Химическая идентификация и анализ вещества 125 Раздел 8. Физические методы анализа Спектральные методы анализа Методы, основанные на взаимодействии вещества с магнитным полем Колебательная спектроскопия Рентгенофлуоресцентный метод Радиоактивационный метод Химическая идентификация и анализ вещества 126 Схема получения аналитического сигнала в качественном анализе Аналитическая реакция Анализируемое вещество Аналитический реагент Продукт, дающий аналитический сигнал Цвет Запах Выделение газа Химическая идентификация и анализ вещества Люминесцирующее вещество Осадок 127 Классификация аналитических реагентов Специфические (например, крахмал для обнаружения I2) Аналитические реагенты Избирательные (напр., диметилглиоксим в аммиачном буферном растворе для обнаружения Co(II), Ni(II), Fe(II)) Химическая идентификация и анализ вещества Групповые (Например, HCl для отделения Ag (I), Hg(I), Pb(II)) 128 Выбор способа титрования Условия определения Способ титрования 1. Реакция титранта с определяемым веществом: стехиометрична, протекает быстро, количественно. 2. Имеется индикатор. Прямое титрование: анализируемый раствор + титрант до КТТ 1. Реакция титрования протекает медленно. 2. Определяемое вещество летучее. 3. Нет индикатора. Обратное титрование: анализируемый раствор + определяемый объем стандартного раствора; избыток стандартного раствора + титрант до КТТ 1. Реакция титрования нестехиометрична. 2. Определяемое вещество неустойчиво. 3. Нет индикатора. Титрование заместителя: анализируемый раствор + избыток вспомогательного раствора → заместитель + титрант до КТТ Химическая идентификация и анализ вещества 129
