- •Министерство образования российской федерации
- •Кафедра неорганической и аналитической химии Дистанционное
- •Н.Н. Роева, е.М. Голик, т.Т. Канищева,
- •Н.А. Караванов, з.И. Кочергина.
- •Неорганическая химия
- •Учебно–практическое пособие для студентов
- •Технологических специальностей всех форм обучения
- •Содержание
- •Тренировочные задания………………………………………………………….9 Тесты по теме……………………………………..........................................….. 9
- •Тесты по теме…………………………………………………………………… 15
- •Тесты по теме…………………………………………………………………… 23
- •1. Периодическая система и строение атомов элементов.
- •1.1. Атомная орбиталь и квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число и форма ао.
- •1.2. Заселение ао в многоэлектронном атоме.
- •1.3.Электронные формулы
- •Примеры составления электронных формул атомов. Элементы главных подгрупп псэ
- •Элементы побочных подгрупп псэ
- •22Ti 1s22s22p63s2 3p6 3d24s2 iy период 4 группа
- •39Y 1s22s22p63s2 3p6 3d104s24p64d15s2 y период 3 группа
- •1.4. Периодические свойства элементов.
- •Тесты по теме
- •2. Химическая связь: ионная, ковалентная, координационная,
- •2.1. Типы химической связи
- •2.2. Методы расчета систем с ковалентной связью.
- •2.2.2Метод молекулярных орбиталей (мо).
- •2.3. Пространственная структура молекул с ковалентной связью.
- •2.4. Взаимодействие между молекулами.
- •2.4.2. Донорно-акцепторное взаимодействие молекул.
- •2.5. Строение вещества в конденсированном состоянии.
- •Одна -связь.
- •3. Скорость химических реакций.
- •Химическое равновесие
- •Тренировочные задания
- •4.Растворы
- •4.1. Способы выражения концентраций растворов.
- •4.2.Идеальные, неидеальные растворы. Активность.
- •4.3. Протолитическое равновесие.
- •4.5.Слабые электролиты и константы их диссоциации. Произведение растворимости.
- •4.6. Гидролиз солей.
- •Соли, подвергающиеся необратимому гидролизу, и продукты реакции.
- •5.Окислительно-восстановительные (о/в) реакции.
- •5.1 Основные понятия
- •5.3.Определение продуктов о/в реакций.
- •5.4.Электронно-ионный метод составления баланса о/в реакций.
- •5.5.Самопроизвольное протекание о/в реакций.
- •5.6.Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями.
- •6.Химия элементов.
- •6.2.Берилий, магний, щелочно-земельные металлы.
- •6.3.Бор, алюминий, галий, индий, талий.
- •6.4.Углерод, кремний, германий, олово, свинец.
- •6.5Азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
- •6.6.Кислород, сера, селен, теллур.
- •6.7.Галогены.
- •6.8.Благородные газы.
- •6.9.Медь, серебро, золото.
- •6.10.Цинк, кадмий, ртуть.
- •6.11.Титан, цирконий, гафний, ванадий, ниобий, тантал.
- •6.12.Хром, молибден, вольфрам.
- •6.13.Марганец, технеций, рений.
- •6.14.Между рядами больших периодов включаются элементы 8b группы, объединенные в триады. Железо, кобальт, никель.
- •Тренировочные занятия.
- •Глава 1
- •Глава 2
- •Глава 3
- •Глава 4
- •Глава 5
- •Глава 6
- •Вопросы к экзамену.
6.Химия элементов.
S- и p- элементы.
Соединения S и P элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется прежде всего сходством электронного строения их атомов, а именно, все электроны внешнего слоя являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой находится данный элемент.
6.1.S- элементы. Они расположены в 1А и 2А группе периодической системы элементов.
Водород. Щелочные металлы.
Эти элементы расположены в 1А группе периодической системы. Атом водорода проявляет В=1, степень окисления +1, а в гидридах-1. водород химически активен. Молекула водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, однако преобладают восстановительные. Атомарный водород более сильный восстановитель, чем молекулярный.
Кислородными соединениями водорода является вода и перекись водорода. Их молекулы полярны и связаны друг с другом водородными связями. Оба вещества реакционноспособны и являются полярными растворителями.
Атомы щелочных металлов, имея на внешнем энергетическом уровне по одному валентному S – электрону, легко отдают его, проявляя сильные восстановительные свойства. Щелочные металлы являются типичными металлами и проявляют только положительную степень окисления +1.
В следствие высокой химической активности щелочные металлы легко взаимодействуют с кислородом. При этом литий образует оксид, натрий- пероксид, а остальные элементы- надпероксиды металлов, которые в реакции с водой образуют гидроксид металла. Взаимодействуют со многими неметаллами. Соединения щелочных металлов с водородом называются гидридами. Щелочные металлы, а также их соединения окрашивают пламя газовой горелки в характерные цвета.
6.2.Берилий, магний, щелочно-земельные металлы.
Атомы элементов 2А группы на внешнем энергетическом уровне два S- электрона. Они довольно легко отдают эти электроны и являются активными металлами, однако, менее активными, чем щелочные металлы этого же периода.
В соединениях металлы 2А группы проявляют валентность, равную 2, а степень окисления +2.
Щелочно-земельные металлы окисляются в воздухе, образуя защитную пленку, а так же взаимодействуют с водой, кислородом, галогенами, серой, азотом, водородом и т.д.
При взаимодействии с кислородом они образуют два типа соединений- оксиды и пероксиды, а с водородом- гидриды металлов.
Наличие в воде солей кальция и магния обуславливает жесткость воды. Жесткость воды выражается числом миллиграмм- эквивалентов кальция и магния в 1 л воды. 1мг\ экв соответствует содержанию 20,04 мг иона кальция и 12,16 мг иона магния. Различают жесткость временную и постоянную. Временная жесткость обусловлена наличием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, а постоянная - сульфатов и хлоридов тех же металлов.
Сумма временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды (Ж) и вычисляется по формуле:
Ж= C(Ca2+)\20,04 + C(Mg2+)\12,16 , где Ж – жесткость воды, мг – экв \ л;
C(Ca2+) и C(Mg2+) – концентрация ионов кальция и магния, мг \ л.
Если: Ж<4 мг – экв \ л вода мягкая
4>Ж<8 мг – экв \ л средней жесткости
8<Ж<12 мг – экв \ л жесткая
Ж>12 мг – экв \ л очень жесткая
Временная жесткость может быть определена титрованием воды соляной кислотой в присутствии индикатора:
Э (HCO3)2 + 2HCl ® Э Cl2 + 2CO2 + 2H2O
Р- элементы. Они расположены в главных подгруппах 3-8 периодической системы элементов.