- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
Определите тип гибридизации и геометрию частиц по алгоритму:
Найдите центральный атом (ц.а) в молекуле – тот атом, степень окисления которого выше, независимо от знака.
Определите число периферийных атомов – координационное число, которое указывает на число связей.
Составьте графическое изображение электронной структуры ц.а. в соответствующей валентности или степени окисления.
Определите тип гибридизации, помня, что в гибридизации участвуют только те валентные атомные орбитали, которые образуют -связи (орбитали с неспаренными электронами, а также орбитали со спаренными электронами последнего энергетического уровня.)
Изобразите гибридизацию рисунком.
Покажите перекрывание атомных орбиталей ц.а. с периферийными атомами.
Определите геометрию частицы.
Варианты заданий
№ вар-та |
Частицы |
№ вар-та |
Частицы |
1. |
СH4, SO2 |
14. |
PCl3, H2S |
2. |
BeH2, CO2 |
15. |
PF5, CO |
3. |
PH3, SO3 |
16. |
P2O3, SO3 |
4. |
H2S, SF4 |
17. |
PCl5, BCl3 |
5. |
NH3, SCl6 |
18. |
СO2, SeCl4 |
6. |
SiH4, SF6 |
19. |
PH3, SiO2 |
7. |
BeF2, SO2 |
20. |
Cl2O5, NH3 |
8. |
BCl3, P2O5 |
21. |
BeCl2, PH3 |
9. |
H2Se, H2O |
22. |
Cl2O7, H2O |
10. |
NH3, CO |
23. |
P2O5, NH3 |
11. |
[NH4]+, CO2 |
24. |
SeO2, H2Se |
12. |
CCl4, NF3 |
25. |
TeF6, PF5 |
13. |
SiCl4, BeH2 |
|
|
Тема: «Комплексные соединения»
Определить степень окисления центрального иона и назвать вещество;
Объяснить строение комплекного иона, определить тип гибридизации и форму иона;
Предложите реакции, в которое вступает комплексное соединение
Варианты заданий
№ вар-та |
Соединение |
№ вар-та |
Соединение |
1. |
K3[Fe(CN)6] |
14. |
[Ag(NH3)2]OH |
2. |
K2[Zn(OH)4] |
15. |
H[AuCl4] |
3. |
[Cu(NH3)4]Cl2 |
16. |
[Cu(NH3)4][PtCl4] |
4. |
Na3[Cr(OH)6] |
17. |
[Ni(NH3)6](NO3)2 |
5. |
K2[Fe(CN)6] |
18. |
[Pt(NH3)4][CuCl4] |
6. |
[Ni(NH3)6]I2 |
19. |
K2[PtCl6] |
7. |
K3[Co(NO2)6] |
20. |
[Cr(H2O)6]Cl3 |
8. |
Na[Au(CN)2] |
21. |
Na2[HgI4] |
9. |
K2[HgI4] |
22. |
K4[Fe(CN)6] |
10. |
K [Al(OH)4] |
23. |
K[Au(CN)2] |
11. |
Na4[Fe(CN)6] |
24. |
Na3[AlF6] |
12. |
K3[Al(OH)6] |
25. |
[Co(NH3)6](NO3)2 |
13. |
H[AuCl4] |
|
|
Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
Изучив тему, вы должны:
знать химические понятия: скорость химической реакции, энергия активации, закон действующих масс;
объяснять зависимости скорости химической реакции от различных факторов;
усвоить понятия: катализатор, ингибитор;
знать понятия: химическое равновесие, константа равновесия, уметь определять направление смещения равновесия под влиянием различных факторов.
Под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации одного из реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени.
Скорость одной и той же реакции в данных условиях - величина переменная, изменяющаяся по ходу реакции. Например, скорость реакции Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 постоянно падает, так как со временем уменьшается концентрация кислоты.
В гомогенных системах вещество распределено по всему объему реакционной смеси, поэтому концентрация каждого из веществ находится по формуле С=.
Если в первый момнт времени 1 концентрация вещества , а во второй2 концентрация , скорость реакции будет вычисляться по формуле
Vгомогенной реакции =где- изменение значений
Используя данную формулу, получим усредненное значение скорости для определенного отрезка времени. Чем меньше этот промежуток времени, тем точнее будет значение скорости реакции. Скорость измеряется: в моль/л.сек, в моль/л.час, в моль/л.сутки.
Гетерогенные реакции идут только на границе раздела фаз: газ- твердое вещество, газ – жидкость, жидкость – твердое вещество, жидкость – жидкость (две несмешивающиеся жидкости), твердое вещество – твердое вещество. Скорость будет измеряться по отношеню не к единице площади соприкосновения реагирующих веществ:
Vгетерогенной реакции
Почему скорости разных реакций не одинаковы? Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Частицы, способные при столкновении вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц - энергией активации (Еакт.). Для появления активных частиц системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).
В процессе реакции (ударов активных частиц) образуется переходное состояние или активированный комплекс, когда старые связи еще не полностью разрушены, а новые уже начали строиться.
Энергия активации – энергия, необходимая для возникновения активированного комплекса (рис. 11). Величина Еакт. (энергетический барьер) разных реакций различна: чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция. Энергия активации эндотермических реакций больше, чем экзотермических, так как для протекания требуется постоянный подвод энергии. Для возникновения активированного комплекса между ионами требуется мало энергии, поэтому реакции ионного обмена протекают при обычных условиях почти мгновенно.
Скорость химической реакции (V) зависит от природы реагирующих веществ, например V (Mg+O2) V (Mg+HCl)
На скорость гетерогенных реакций может влиять и природа продуктов реакции, например, CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + H2CO3 CO2+H2O.
Скорость данной реакции со временем падает, так как образуется малорастворимый продукт CaSO4, который блокирует доступ кислоты к CaCO3.
Скорость реакции также зависит от концентраций реагирующих веществ. Чем выше их концентрация, тем больше вероятность столкновения активных частиц, то есть скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.
К. Гульдберг и П. Ваге опытным путем открыли в 1867 г закон действующих масс. Суть его в том, что скорость гомогенной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
Если представить уравнение реакции в общем ввиде аА + вВ сАВ, то закон действующих масс можно записать: V = k[A]a .[B]b, где k – константа скорости реакции находится для каждой реакции экспериментально, равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не от концентрации веществ.
В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в растворе или газовой фазе, так как концентрация твердых веществ обычно представляет собой постоянную величину.
2NO(г) + O2(г) = 2NO2 (г) – гомогенная реакция
V =k.[NO]2.[O2]
С(тв)+О2(г)=СО2(г) – гетерогенная реакция
V =k. const. [O2]., k*=k.const, V =k*.[O2]
Скорость химической реакции зависит от температуры.
Чем выше температура, тем больше в веществе активных частиц, выше скорости их движения и сильнее соударения, тем большее число соударений приводит к реакции, то есть возрастает скорость реакции.
В 1884 г. Я.-Г. Вант-Гофф установил, что при повышении температуры на каждые 100С скорость химической реакции увеличивается в 2 - 4 раза (Правило Вант-Гоффа) .
Число, которое показывает, во сколько раз увеличивается реакция при повышении температуры на 100С, называется температурным коэффициентом и обозначается (гамма); измеряется экспериментально для каждой реакции, может быть любым числом от 2 до 4. При повышении температуры сt1 до t2 реакция ускоряется в раз, то есть скоростьV2 после повышения температуры будет равна V2=V1.
Более точная зависимость скорости химической реакции определяется уравнением Аррениуса: k = ZPe,где k - константа скорости реакции; Z - число столкновений молекул в секунду; Р- стерический множитель; е - основание натуральных логарифмов(е=2,718); R - универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/моль.К); Т - температура в градусах кельвина; Еакт- энергия активации.
Из этого уравнения видно, что чем выше энергия активации, тем меньше будут константа и скорость химической реакции. При повышении температуры реакции за счет увеличения энергии системы резко возрастает число активных частиц, и этим объясняется значительное повышение скорости реакции.
Одним из способов повышения скорости реакции – введения катализатора – вещества, изменяющего скорость реакции, но не расходующегося при этом. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными, а замедляющие – отрицательными, или ингибиторами.
Различают два вида катализа – гомогенный (катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами), и гетерогенный (неоднородный), когда между катализатором и реагирующими веществами существует граница раздела.
Гомогенный катализ. Рассмотрим реакцию О2 + 2SO2 = 2SO3, энергия активации высока, она идет медленно при высокой температуре и через образование активированного комплекса (мало активных частиц и их соударений между собой). Катализатор (NO) изменяет путь реакции, она идет через стадии, энергия активации которых ниже энергии активации прямой реакции. Реакция протекает ступенчато:
1ступень - О2+NO2NO2 - промежуточный продукт
2ступень - 2NO2+2SO22SO3+ 2NO-
Активированный комплекс
Чем меньше энергия активированного комплекса, тем выше скорость химической реакции.
Гетерогенный катализ. Например О2+2SO2 2SO3. При гетерогенном катализе на поверхности катализатора накапливаются реагирующие вещества; катализатор ослабляет связи между атомами в молекулах реагирующих веществ и облегчает образование активированных комплексов; некоторые твердые катализаторы образуют промежуточные соединения с реагирующими веществами (как при гомогенном катализе). Скорость гетерогенного катализа зависит от площади соприкосновения катализатора с реагирующими веществами.