x - - Сибирский федеральный университет

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Федеральное государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Сибирский федеральный университет
Институт фундаментальной подготовки
Красноярск, 2008
Кафедра химии
Химия
Для студентов нехимических специальностей технических вузов
Красноярск, 2008
УДК
ББК
54
24
Х46
Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине «Химия» подготовлен в рамках инновационной образовательной
программы «Институт фундаментальной подготовки», реализованной в ФГОУ ВПО СФУ в 2007 г.
Рецензенты:
Красноярский краевой фонд науки;
Экспертная комиссия СФУ по подготовке учебно-методических комплексов дисциплин
Х46
Химия. Презентационные материалы. Версия 1.0 [Электронный ресурс] : наглядное пособие / А. Г. Аншиц,
Е. В. Грачева, О. К. Клусс, Е. А. Салькова. – Электрон. дан. (3 Мб). – Красноярск : ИПК СФУ, 2008. – (Химия : УМКД
№ 225-2007 / рук. творч. коллектива А. Г. Аншиц). – 1 электрон. опт. диск (DVD). – Систем. требования : Intel Pentium
(или аналогичный процессор других производителей) 1 ГГц ; 512 Мб оперативной памяти ; 3 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 978-5-7638-1078-3 (комплекса)
ISBN 978-5-7638-0934-3 (пособия)
Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802386 от 21.11.2008 г. (комплекса)
Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802384 от 22.11.2008 г. (пособия)
Настоящее издание является частью электронного учебно-методического комплекса по дисциплине «Химия», включающего учебную
программу,
учебное пособие, лабораторный практикум, методические указания по самостоятельной работе, а также контрольноизмерительные материалы «Химия. Банк тестовых заданий».
Представлена презентация (в виде слайдов) теоретического курса «Химия».
Предназначено для студентов нехимических специальностей технических вузов.
© 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 01.10.2008
Объем 3 Мб
Красноярск: СФУ, 660041, Красноярск, пр. Свободный, 79
Оглавление
• Строение атома и периодическая система
элементов Д. И. Менделеева
• Теория химической связи и строение молекул
• Комплексные соединения
• Энергетика химических процессов
• Химическая кинетика и равновесие
• Растворы
• Дисперсные системы
• Электрохимические процессы
• Коррозия металлов
• Общая характеристика металлов
• Полимеры и олигомеры
• Химическая идентификация
4
Строение атома
и периодическая система
элементов Д. И. Менделеева
Свойства электронов (e),
протонов (p) и нейтронов (n)
Частица
Масса, г
Заряд, Кл
e
0,910910–27
–1,610–19
p
1,67310–24
+1,610–19
n
1,67510–24
0
6
Соотношение масс электрона
и атома водорода
27
me 0,9109 10 г
1


24
mH
1,673 10 г 1837
–8
см.
–13
см.
Радиус атома  10
Радиус ядра  10
7
Изотопы и изобары
Изотопы имеют одинаковые заряды
ядер,но различные атомные массы:
24Mg и 25Mg; 35Cl и 37Cl; 1H, 2H, 3H.
Изобары имеют одинаковые
массовые числа,но различные заряды
ядер и разные химические свойства:
40Ag, 40K, 40Ca;
54Fe, 54Cr.
8
Двойственные свойства
электрона
Как частицы:
Как волны:
1. Дифракция.
1. Масса:
2. Заряд:
3. Спин:
me  9,110
e  1,6 10
mS   1
h
λ
mv
2
28
19
г.
Кл.
2. Интерференция.
3. Неопределенность
положения в пространстве
(принцип Гейзенберга).
уравнение
Бройля
(1924г).
уравнениедеде
Бройля
(1924 г.).
9
Волновое уравнение
Шредингера (1926 г.)
2
2
2
 h2   2



e 
H     2  2  2  2      E
 8 m  x y z  r 
или H   E.
Волновые функции , являющиеся решениями
уравнения Шредингера, называют орбиталями
(s-, p-, d-, f-орбитали).
10
Квантовые числа
главное (n) и орбитальное (l)
n – характеризует энергию электрона на
энергетическом уровне и удаленность его от ядра:
n = 1, 2, 3, …, .
l – характеризует энергию электрона на
энергетическом подуровне и форму электронного
облака (орбитали):
l = 0, 1, 2, …, (n – 1)
при l = 0 s-орбиталь,
l = 2 d-орбиталь,
l = 1 p-орбиталь,
l = 3 f-орбиталь.
11
Формы электронных облаков
12
Квантовые числа:
магнитное (ml) и спиновое (ms)
ml – определяет количество ориентаций электронных
облаков в пространстве и энергию электрона
в каждой ориентации:
ml = +l, …, 0, …, –l.
ms – характеризует вращение электрона вокруг
собственной оси по и против часовой стрелки:
ms =  1/2.
Спин – собственный угловой момент электрона.
13
Периодичность изменения радиусов
ионов элементов IV периода
14
Теория химической связи
и строение молекул
Ковалентная связь
Неполярная
Полярная
Очень полярная
ковалентная связь
ковалентная связь
ковалентная
или ионная связь
ЭОА=ЭОВ А=В
ЭОАЭОВ
ЭОА << ЭОВ
NaCl, KBr …
H2, Cl2, O2, N2 … HCl, H2O, NH3 …
H:H

=0
H : Cl
+
–
 > 0 до 3,5
Na
:Cl
+
–
 > 3,5 до 10
+
 – дипольный момент  = le, Д
–
–
l
16
Изменение энергии системы
при образовании химической связи
17
- и -ковалентные связи
-связь
-связь
18
Ковалентная -связь в молекуле HF
Z
Z
X
y
F
H
19
Образование - и -связи
в молекуле O2
Z
Z
2p
2S


2p
X
2S
y
y
20
Гибридизация
Гибридизация – смешивание электронных облаков разной
формы с получением облаков новой, но уже одинаковой формы.
21
sp3-гибридизация
22
Водородная связь
Межмолекулярная
Внутримолекулярная
23
Межмолекулярное взаимодействие
(силы Ван-дер-Ваальса, E)
E = Eориент. + Eинд. + Eдисп.
E – энергия ориентационного, индукционного
и дисперсионного взаимодействия молекул.
24
Комплексные соединения
Комплексные соединения
(строение)
Центральный атом (ц.а.)
или комплексообразователь
Лиганды
Na 2 NiH 2O2 NO3 4 
Внешняя
сфера
Внутренняя сфера
или комплексный ион
Координационное
число (к.ч.)
Ц. а. – металлы: Fe2+, Co2+, Pt2+, Cu2+, Hg2+ …
неметаллы: N3+, B3+, P5+, Si4+, S6+ …
Лиганды – нейтральные молекулы: H2O, NH3, CO …
ионы: Cl–, Br–, SO42–, CN–, F–, I– …
К.ч. – 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12, чаще всего: 4 и 6.
26
Комплексные соединения
Константа нестойкости
Na 2  Ni  H 2O 2  NO3 4  € 2Na +  Ni  H 2O 2  NO3 4 
+
2–
 Ni  H 2O 2  NO3 4  € Ni 2+ +2H 2O+4NO3–
2-
 Ni    H 2O    NO 

2
  Ni  H O   NO   
2
3 4 
2
 

2
K нест
2

3
4
27
Комплексные соединения
Модели строения молекул при к.ч.= 6
– лиганды,
– центральный атом
28
Комплексные соединения
о-, м-, п-изомеры, к.ч. = 6
X
X
NH3
X
NH3
NH3 NH3
NH3
NH3
NH3 NH3
NH3
NH3
NH3
X
NH3
ортоNH3, X –
X
металиганды,
X
пара-
– центральный атом
29
Комплексные соединения
цис- и трансизомеры октаэдрической модели строения, к. ч. = 6
X
X
X
NH3
NH3
NH3
NH3
цис-
NH3, X – лиганды
NH3
NH3
NH3
NH3
X
транс-
– центральный атом
30
Цис- и трансизомеры
комплексных соединений с к.ч. = 4
A
X
A
Pt
A
X
Pt
X
цисPt – центральный атом
X
A
трансA, X – лиганды
31
Энергетика химических процессов
Внутренняя энергия (U)
U=U1+U2+U3+U4+U5,
где U1 – энергия поступательного движения
молекул;
U2 – энергия вращательного движения молекул;
U3 – энергия движения электронов;
U4 – внутриядерная энергия;
U5 – энергия внутримолекулярных колебаний
электронов.
33
Работа расширения газа
CaCO3 +2HCl=CaCl2 +CO2- +H2O
ΔH=PV+ΔU
34
Энтальпия (Н), кДж/моль
H хим.р-ции   H конечн.   H исходных
в-в
0
H обр
,298  стандартная энтальпия
в-в
образования вещества .
H
0
обр,298
простых веществ
 O2 , H2 , Cl2 , N2 ...
0
H  0 в экзотермических реакциях,
H  0 в эндотермических реакциях.
35
Изменение энтальпии
в экзо- и эндотермических реакциях
36
Закон Гесса (1840 г.)
H
C
H1
CO2
H2
CO
H  H1  H 2 или
H1  H 2   H   0
37
Следствие из закона Гесса
H х.р.  H конечн. в-в  H исх. в-в .
S х.р.  Sконечн. в-в  Sисх. в-в .
Gх.р.  Gконечн. в-в  Gисх. в-в .
38
Энтропия (S), Дж/мольК
S х.р.  Sконечн. в-в  Sисх. в-в ,
S
0
298
 стандартная энтропия.
Стандартные условия:
T = 298 К,
P = 101,3 кПа = 1 атм.
39
Энергия Гиббса (G)
(изобарно-изотермический потенциал)
кДж
G  H  T S ,
моль
,
Gх.р.  Gконечн. в-в  Gисх. в-в ,
G
0
обр ,298
G
0
обр ,298
простых веществ  0
 O2 , H2 , Cl2 , N2 ...
– стандартная энергия Гиббса
образования вещества.
40
Направленность химических реакций
1. При G < 0 возможна прямая реакция.
2. При G > 0 невозможно протекание
прямой реакции,
но возможна обратная.
3. При G = 0 состояние химического
равновесия,
т. е. H = TS.
41
Химическая кинетика
и равновесие
Закон действия масс
При постоянной температуре скорость реакции
прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их
стехиометрическим коэффициентам.
Vпр


N 2  3H 2 
 2NH3
Vобр
Vпр  K1  N 2  H 2  ,
3
Vобр  K 2  NH3  ,
2
где K1 и K2 – константы скорости реакции.
43
Влияние температуры
на скорость химической реакции
Правило Вант-Гоффа
При повышении температуры на каждые 10
градусов скорость реакции возрастает в 2–4 раза:
  2  4, Vt2  Vt1  
t2  t1
10
,
где  – температурный коэффициент;
V – скорость реакции.
44
Концентрация
Изменение концентрации
исходных веществ
С1
С
С2
1

2
Время
45
Зависимость скорости реакции
от концентрации веществ
46
Энергия активации (E), ккал/моль
A
Исходные
вещества
€
X*
Активные
молекулы
€
B
Конечные
вещества
47
Влияние катализатора
на скорость реакции
48
Химическое равновесие
Константа равновесия
Гомогенная реакция: 2H2(г) + O2(г)  2H2O(пар)
H 2O

K равн 
.
2
 H 2   O2 
2
Гетерогенная реакция:
CaCO3(т) = CaO(т)+CO2(г).
Концентрации [CaCO3] и [CaO] при состоянии равновесия
постоянны.
K равн  CO2  .
49
Фазовые равновесия
Твердое
Плавление
Испарение

 Жидкость 

 Газ (пар)



Конденсация
вещество Кристаллизация
Правило фаз Гиббса:
С = k – f + n,
где k – число независимых компонентов;
f – число фаз;
n – число внешних параметров, влияющих
на состояние фазового равновесия;
С – число степеней свободы, т. е. число параметров,
которые можно менять, не изменяя число фаз
в системе.
50
Растворы
Растворы
Разбавленные Концентрированные Насыщенные
Виды концентрации растворов
1.  –
2. СM –
3. Сm –
4. СH –
моль/л.
5. T –
и др.
массовая доля вещества, % или доли единицы.
молярная концентрация, моль/л.
моляльная концентрация, моль/кг.
нормальная или эквивалентная концентрация,
титр раствора, г/мл
52
Растворы
Способы выражения их концентрации
1. Массовая доля вещества () показывает, какая
масса растворенного вещества содержится
в 100 г раствора:
mв-ва

100 %
mр-ра
или в долях единицы.
2. Молярная концентрация (СM) определяется количеством (n) моль растворенного вещества в 1 л
раствора:
n mв-ва 1000
СМ  
, M  молярная масса в-ва.
V
M V
53
Растворы
(продолжение)
3. Нормальная или эквивалентная концентрация (СH)
равна количеству (nЭ) эквивалентов
растворенного вещества в 1 л раствора:
nЭ mв-ва 1000
СН 

.
V
M Э V
MЭ – молярная масса эквивалента растворенного вещества.
5. Титр раствора (T) соответствует числу грамм
растворенного вещества в 1 мл раствора:
mв-ва г
Т
,
.
мл
V
54
Молярные массы эквивалентов (Мэ)
M Э,кислоты 
М кислоты
Основность
кислоты
M Э,основания 
M Э,соли 
M Э,оксида 
, M Э,H2SO4
М основания
Кислотность
основания
98

 49 г/моль,
2
, M Э,Al(OH)3
78

 26 г/моль.
3
М соли
Число атомов Me × Валентность Me
, г/моль,,
М оксида
Число атомов элемента × Валентность элемента
, г/моль.
55
Осмотическое давление
(прибор для его определения)
1 – сосуд с раствором сахара;
2 – полупроницаемая мембрана;
3 – сосуд с водой.
56
Гидролиз солей
по аниону
Na 2CO3 € 2Na   CO32
2
3



3

CO  H OH  HCO  OH , pH  7

Na 2CO3  H 2O  NaHCO3  OH , I ступень
ступень
HCO3  H  OH  H 2CO3  OH  , pH  7
NaHCO3  H 2O  H 2CO3  NaOH, IIII ступень
ступень
[
H2O
]
CO 2
57
Гидролиз солей
по катиону
2
CuCl2 € Cu  2Cl
2




Cu  H OH  CuOH  H , pH  7
+
CuCl2  H 2O  CuOHCl  HCl, I ступень
I ступень
CuOH   H  OH   Cu(OH) 2   H  , pH  7
CuOHCl  H 2O  Cu(OH) 2  HCl, IIIIступень
ступень
58
Жесткость воды
Ж общ. =Ж врем. +Ж пост. ,
ммоль×экв
л
.
Соли временной жесткости воды:
Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2.
Соли постоянной жесткости воды:
CaCl2, CaSO4, Ca(NO3)2,
MgCl2, MgSO4, Mg(NO3)2.
59
Способы устранения жесткости воды
1. Термический:
T
Ca(HCO3 ) 2 
 CaCO3   CO 2   H 2O.
2. Реакция катионирования:
2HR  Ca
Ca 2 (Mg 2+ ) € Ca(Mg)R 2  2H  .
3. Реагентный:
CaSO 4  Na 2CO3  CaCO3   Na 2SO 4 ,
3MgCl2  2 Na3PO 4  Mg 3 (PO 4 ) 2  6NaCl.
60
Схема растворения
ионного кристалла
61
Дисперсные системы
Классификация
дисперсных частиц
Название системы
Характер и размеры
частиц, м
Гетерогенность
и устойчивость
Грубодисперсные
системы
(суспензии,
эмульсии,
аэрозоли)
Крупные частицы,
10–5 – 10–7
Гетерогенны,
неустойчивы
Коллоиднодисперсные
системы (золи)
Коллоидные частицы,
10–7 – 10–9
Микрогетерогенны,
довольно
устойчивы
Истинные
растворы
Молекулы, ионы, 10–10
Гомогенны,
устойчивы
63
Строение мицеллы
{m[AgJ]  nJ–  (n – x) K+}x K+
m[AgJ] – агрегат;
m[AgJ]  nJ– – ядро;
{m[AgJ]  nJ–  (n–x)K+} – коллоидная частица.
64
Электрохимические системы
Окислительно-восстановительные реакции
Zn  H 2SO 4 (разб.)  ZnSO 4  H 2 
Zn  2e  Zn
0
2
–
процесс окисления,
Zn  восстановитель.
0
2H   2e  H 02 – процесс восстановления,

H  окислитель.
Окисление – процесс отдачи электронов атомом или ионом.
Восстановление – процесс присоединения электронов
атомом или ионом.
66
Окислительно-восстановительные
свойства металлов
+2
+3
Cr
CrO
+6
Cr
оксид Cr(II)
Cr(OH)2
гидроксид Cr(II)
Cr2O3
Cr
оксид Cr(III)
Cr(OH)3
CrO3
оксид Сr(YI)
H2CrO4
гидроксид Cr(III)
хромовая кислота
или H3CrO3
Сr(OH)2  Cr2+ + 2OH–
Основные свойства
H2CrO4  2H+ + CrO42–
Кислотные свойства
Cr3+ + 3OH–  Cr(OH)3  H3CrO3  3H+ + CrO33–
Амфотерные свойства
67
Водородный электрод
2H

H 2 , Pt
моль
При  H   1
л
P  1 атм, t  298 К
ЭДС 
= 00

68
Химическая активность металлов
Значения
E0,
В
от –3,045
до –1,662
от –1,628 до 0
от +0,337
до +1,691
Металлы
Химическая
активность
Li–Al
Активные
металлы
Ti до H
Металлы
средней
активности
Cu–Au
Неактивные
металлы
E0 – стандартный электродный потенциал, В.
69
Гальванические элементы
()А Zn
2
Cu 2
Cu
К()
Zn
()А Zn 0  2e  Zn 2  окисление.
( )К Cu 2  2e  Cu 0  восстановление.
ЭДС  EКатода  EАнода , В.
0
ЭДС0  ECu
2
Cu
0
 EZn
, В.
2+
Zn
70
Уравнение Нернста
E
Men 
0,059
 E n 
lg C n
Me
Me
n
Me
0
Me
Концентрационный гальванический элемент
() A Zn / 0,001M ZnSO 4 0,1М ZnSO 4 / Zn
K ( )
() A Zn 0  2e  Zn 2  окисление.
Zn 2  2e  Zn 0  восстановление.
0,059 CMen  (катода) 0,059
0,1
ЭДСк.г.э. 
lg

lg
 0,59 В.
n
CMen  (анода)
n
0,001
() K
71
Электролиз
Закон Фарадея
MЭ  I   MЭ  I  
m

.
F
96494
Перенапряжение (En)
En  Eразл.(практ.)  Eразл.(теор.) , В.
Eразл.  потенциал разложения вещества, В.
72
Электролиз раствора CuCl2
2
CuCl2 € Cu  2Cl

Анод графитовый
2
() К Cu  2e  Cu
0
() A 2Cl  2e  Cl2 
1 – раствор CuCl2, 2 – электроды (+) и (–),
3 – источник постоянного тока
73
Электролиз. Процессы на катоде
1. Катионы активных металлов на катоде не
восстанавливаются, вместо них выделяется водород
из воды по уравнению
(–) К 2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН– или 2Н+ + 2ē = Н2.
2. Катионы металлов средней активности –
восстанавливаются одновременно с молекулами воды:
(–) К Men+ + nē = Me0.
и
2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН–.
3. Катионы малоактивных металлов сами
восстанавливаются на катоде:
(–) К Men+ + nē = Me0.
74
Электролиз. Процессы на аноде
Нерастворимый анод
1. Бескислородные кислотные остатки окисляются на аноде:
(+) А
2Cl – 2ē = Cl2.
2. Кислородсодержащие кислотные остатки
НЕ ОКИСЛЯЮТСЯ на аноде, выделяется кислород из воды:
(+) А
(+) А
2H2O – 4ē = O2 + 4H+,
или
4OH– – 4ē = 2H2O + O2 .
Растворимый анод
(+) А
Me0 – nē = Men+.
75
Электролиз расплава NaCl
NaCl € Na +Cl .
+
Катод ()
Na +e  Na .
+
0
-
Анод (+)
2Cl -2e  Cl2  .
-
76
Электролиз водного раствора NaCl
NaCl € Na +Cl .
+
Катод ()
-
Анод (+)
2H2O  2e  H 2  2OH , 2Cl -2e  Cl2  .


-

В растворе : Na  OH € NaOH.
77
Коррозия металлов
Виды коррозии
Коррозия
Электрохимическая
Химическая
Газовая
Жидкостная
коррозия
коррозия
Электрокоррозия
(под действием внешнего
электрического тока)
Гальванокоррозия
(самопроизвольное
возникновение
микрогальванических элементов)
79
Контактная
электрохимическая коррозия
() А Zn | H  | Cu K ( )
() А Zn 0  2e  Zn 2
() К 2H   2e  H 2 
80
Анодное покрытие
Анодное покрытие – металл покрытия более активен (–А),
чем защищаемый металл (+К).
Оцинкованное железо
Zn (–) А
Fe (+) К
K
Fe
в кислой среде
Е0Zn2+/Zn = –0,76В E0Fe2+/Fe = –0,44 В
(–) A Zn H2SO4 Fe (+) К
(–) А Zn0 – 2e  Zn2+
в раствор
(+) К 2Н+ + 2е  Н2.
2+
В растворе: Zn
+ SO42– = ZnSO4.
81
Катодное покрытие
Катодное покрытие – металл покрытия МЕНЕЕ АКТИВЕН(+К),
чем защищаемый металл (–А).
Никелированное железо
Е0Zn2+/Zn = –0,76В
E0Ni2+/Ni = –0,25В
Ni (+) К
(–) A FeO2, Н2ОNi К (+)
Fe (–)
Fe
(–)АA
(–) А Fe0 – 2e  Fe2+
в щелочной
или нейтральной среде
в раствор
(+) К О2 + 2Н2О + 4е  4ОН –.
+ 2OH– = Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3.
2+
В растворе: Fe
82
Протекторная защита
Протектор-металл более активный,
чем защищаемый металл
Внешний проводник
Защищаемый
металл
Fe
Протектор
В кислой среде
E0Fe2+/Fe = –0,44 В
Zn
Е0Zn2+/Zn = –0,76 В
(–) А Zn H+ Fe (+) K
(–) A Zn0 – 2ē → Zn2+ – окисление;
(+) К
2Н+ + 2ē → Н2↑ – восстановление.
83
Электрозащита
Для защиты металла от коррозии применяется
электрический ток.
(–) К
(+) А
Защищаемый
металл
FeК
Металлический
лом
В среде электролита
FeА
(+) А Fe0А – 2ē → FeА2+ – окисление.
(–) К Восстановление – процесс, зависящий
от состава электролита.
84
Общая характеристика
металлов
Минералы металлов в природе
Оксиды
Fe2O3 – гематит, Al2O3nH2O – боксит, Cu2O – куприт
Сульфиды
FeS2 – пирит, ZnS – сфалерит, PbS –галенит
Сульфаты
CaSO42H2O – гипс, BaSO4 – барит
Карбонаты
CaCO3 – кальцит, CaCO3MgCO3 – доломит
Хлориды
KCl – сильвин, NaClKCl – сильвинит
и другие
86
Взаимодействие металлов
с водой, щелочами
t
 Mg(OH)2 + H2
Mg + 2H2O 
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2
2Nb +5KNO3 + 2NaOH = 2NaNbO3 + 5KNO2 + H2O
87
Взаимодействие металлов
с разбавленными HCl и H2SO4
Zn  2HCl  ZnCl2  H 2 
Zn  2 e  Zn
0
2
 восстановитель Zn ;


2H  2 e  H 2   окислитель H .
Mg  H 2SO4  MgSO4  H 2  .
Mg  2 e  Mg
0

2
 восстановитель Mg ;

2H  2 e  H 2   окислитель H .
88
Взаимодействие металлов
с концентрированной серной кислотой
а
)
H
S
2
Z
Me+H 2SO 4  Me 2n+ SO4 n +H 2O+  б) S
]
в) SO2-
Сера изменяет степень окисления
от +6 до: а) – 2; б) 0; в) +4.
89
Взаимодействие металлов
с разбавленной азотной кислотой
Z
а) NH3  ,
Me+HNO3  Men+  NO3 n +H 2O+  б) N 2 ,
]
NH4 NO3
N2O 
в) NO 
Азот изменяет степень окисления
от +5 до: а) –3; б) 0, +1; в) +2.
90
Взаимодействие металлов
с концентрированной азотной кислотой
Me  HNO3 ( конц.)  Me
n
 NO3 n  H2O  NO2 
Cu  4HNO3 ( конц )  Cu  NO3 2  2H 2O  2NO 2 
Cu  2e  Cu
0
5
N e N
4
2
 восстановитель Cu ;
 окислитель N
0
5
.
91
Взаимодействие металлов
с неметаллами
Оксиды – Na2O, BaO.
Нитриды – Na3N, AlN.
Пероксиды – Na2O2, BaO2. Карбиды – Be2C, Ca2C.
Галиды – KCl, CaF2.
Фосфиды – Ca3P2, Na3P.
Сульфиды – MnS, Al2 S3.
Бориды – AlB, Mg3B2.
Гидриды – LiH, CaH2.
Силициды – Mg2Si, Al4Si3.
92
Способы получения металлов из руд
• пирометаллургия;
• гидрометаллургия;
• электрометаллургия;
• химические методы.
93
Пирометаллургические способы
получения металлов из руд
1. Карботермический (восстановители C и CO):
t
Fe2O3  3CO  
 2Fe  3CO 2 ;
t
Cu O  C 
 2Cu  CO  .
2
2. Металлотермический (восстановители Mg, Al,
Ca…):
t  Ti  2MgCl ;
TiCl4  2Mg 
2
t  2Cr  2Al O .
Cr2O3  2Al 
2 3
3. Силикатометрический (восстановитель Si):
t
MnO2  Si 
 Mn  SiO2 .
94
Электрометаллургический способ
t Al3+ + AlO 3–
Al2O3 
3
(–) К Al3+ + 3ē → Al
(+) А AlO33– + 3С – 6ē → Al3+ 3СО
95
Установка для получения алюминия
из расплава Al2O3
96
Химический метод очистки металлов
100200C
Ti  2 J 2  TiJ 4
черновой
13001500C
TiJ 4  Ti  2J 2
чистый
97
Полимеры и олигомеры
Полимеры и олигомеры
99
Полиэтилен
...–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–...
или
(–CH2–CH2–)n
100
Мономеры и полимеры
Пропилен СН2=СH–CH3 – мономер полипропилена
-аминокислоты – мономеры природных полимеров
– белков (полипептидов):
101
Степень полимеризации
Степень полимеризации (n) показывает, сколько
молекул мономера соединилось в макромолекулу.
n >> 1
102
Классификация полимеров
По происхождению
 природные
 синтетические
 искусственные
По геометрической
форме
 линейные
 разветвленные
 сетчатые (трехмерные)
По свойствам при нагревании
 термопластичные
 термореактивные
По однородности звеньев
 гомополимеры
 сополимеры
По методу синтеза
 полимеризационные
 поликонденсационные
По составу и химическому строению
 гомоцепные
 гетероцепные
103
Гомоцепные полимеры
Полиэтилен
Политетрафторэтилен
Полиизобутилен
Поливинилацетат
Поливинилхлорид
(полихлорвинил)
Полиакриловая
кислота
104
Гетероцепные полимеры
Полиамиды
Полисахариды
Полипептиды
105
Физико-химические
методы анализа
Оптические методы анализа
1. Атомный спектральный анализ
Эмиссионная
фотометрия пламени
Атомно-абсорбционная
спектроскопия
2. Молекулярный спектральный
анализ
Колориметрия
Спектрофотометрия
Фотоколориметрия
107
Оптические методы анализа
(продолжение)
3. Люминисцентный метод анализа
Нефелометрия
Турбидиметрия
4. Рефрактометрический анализ
5. Поляриметрический метод
анализа
108
Классификация
электрохимических методов анализа
Метод
Измеряемый параметр
Потенциометрия
Электродный потенциал Е, В
Кондуктометрия.
Высокочастотная
кондуктометрия
Электрогравиметрия
Кулонометрия
Вольтамперометрия
Удельная электропроводность ,
См  см–1
Масса m, г
Количество электричества Q,
Кл
Сила тока I, мкА
109
Классификация хроматометрических
методов анализа
110