Главная / Химия / Конспект лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

Конспект лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия»


ГОБУ СПО ВО

«Семилукский государственный технико-экономический колледж»












Подрезова И. Г.




Конспект лекций

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

для студентов II курса специальности 240111

«Производство тугоплавких неметаллических и силикатных материалов и изделий»




















2013



Конспект лекций составлен в соответствии с рабочей программой по учебной дисциплине «Общая и неорганическая химия» для студентов ССУЗ. В пособии освещаются вопросы по строению атома в соответствии с положением элемента в периодической системе, рассматриваются виды связи, даётся представление о дисперсных системах, рассматривается роль воды в электролитической диссоциации растворов, рассматриваются виды реакций и факторы, влияющие на скорость реакции. Даётся представление о металлах и неметаллах. Приводится классификация неорганических соединений и их свойства в свете теории электролитической диссоциации.

Каждая тема начинается с плана, затем даётся краткая характеристика темы, а в конце приводятся контрольные вопросы и практические упражнения для повторения и закрепления изученного материала, что позволяет выделить главное и проверить качество усвоения материала.

В результате освоения дисциплины с использованием представленного конспекта лекций обучающийся должен уметь:

  • давать характеристику химических элементов в соответствии с их положением в периодической системе;

  • использовать лабораторную посуду и оборудование;

  • находить молекулярную формулу вещества;

  • применять на практике правила безопасной работы в химической лаборатории;

  • применять основные законы химии для решения задач в области профессиональной деятельности;

  • проводить качественные реакции на неорганические вещества и ионы, отдельные классы органических соединений;

  • составлять уравнения реакций, проводить расчеты по химическим формулам и уравнениям реакции;

  • составлять электронно-ионный баланс окислительно-восстановительных процессов.

обучающийся должен знать:

      • гидролиз солей, электролиз расплавов и растворов (солей и щелочей);

      • диссоциацию электролитов в водных растворах, сильные и слабые электролиты;

      • классификацию химических реакций и закономерности их протекания;

      • обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, смещение химического равновесия под действием различных факторов;

      • общую характеристику химических элементов в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева;

      • окислительно-восстановительные реакции, реакции ионного обмена;

      • основные понятия и законы химии;

      • основы электрохимии;

      • периодический закон и периодическую систему химических элементов Д.И.Менделеева, закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам;

      • тепловой эффект химических реакций, термохимические уравнения;

      • типы и свойства химических связей (ковалентная, ионная, металлическая, водородная);

      • формы существования химических элементов, современные представления о строении атомов;

      • характерные химические свойства неорганических веществ различных классов.


Конспект лекций будет способствовать оптимизации и эффективности обучения студентов.


Содержание конспекта лекций ориентировано на подготовку студентов к освоению профессиональных модулей ОПОП по специальности 240111

« Производство тугоплавких неметаллических и силикатных материалов и изделий» и овладению профессиональными компетенциями (ПК):

ПК 1.1. Соблюдать условия хранения сырья.

ПК 1.2. Подготавливать, дозировать и загружать сырьё согласно рецептуре технологического процесса.

ПК 1.3. Осуществлять контроль качества сырья производства тугоплавких неметаллических и силикатных материалов и изделий.

ПК 1.4. Выполнять технологические расчёты, связанные с приготовлением шихты.

ПК 2.1. Проверять исправность оборудования, технологических линий и средств автоматизации.

ПК 2.2. Контролировать работу основного и вспомогательного оборудования.

ПК 3.1. Осуществлять контроль параметров технологического процесса и их регулирование.

ПК 3.2. Осуществлять контроль качества полупродуктов и готовой продукции.

ПК 3.3. Рассчитывать технико-экономические показатели технологического процесса для выявления резервов экономии.

ПК 4.1. Организовывать работу коллектива и поддерживать профессиональные отношения со смежными подразделениями.

ПК 4.2. Обеспечивать выполнение производственного задания по объёму производства и качеству продукции.

ПК 4.3. Повышать производительность труда, снижать трудоёмкость продукции на основе оптимального использования трудовых ресурсов и технических возможностей оборудования.

В процессе освоения учебной дисциплины с использованием представленного конспекта лекций у студентов будут формироваться общие компетенции (ОК):

ОК 1. Понимать сущность и социальную значимость своей будущей профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

ОК 2. Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество.

ОК 3. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях.

ОК 4. Осуществлять поиск, анализ и оценку информации, необходимой для постановки и решения профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

ОК 5. Использовать информационно-коммуникационные технологии для совершенствования профессиональной деятельности.

ОК 6. Работать в коллективе и команде, обеспечивать её сплочение, эффективно общаться с коллегами, руководством, потребителями.

ОК 7. Ставить цели, мотивировать деятельность подчинённых, организовывать и контролировать их работу с принятием на себя ответственности за результат выполнения заданий.

ОК 8. Самостоятельно определять задачи профессионального и личностного развития, заниматься самообразованием, осознанно планировать повышение квалификации.

ОК 9. Ориентироваться в условиях частой смены технологий в профессиональной деятельности.







Для студентов специальности 240111 «Производство тугоплавких неметаллических и силикатных материалов и изделий» очной формы обучения.






Содержание

Раздел I Строение вещества.


1.

Тема 1 Основные сведения о строении атома. Периодический закон и строение вещества.

5

2.

Тема 2 Типы и свойства химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная).

7

3.

Тема 3 Полимеры.

8

4.

Тема 4 Газообразные, жидкие и твёрдые вещества.

10

5.

Тема 5 Дисперсные системы.

12


Раздел II Химические реакции.


6.

Тема 6 Понятие о химических реакциях.

15

7.

Тема 7 Обратимость химических реакций.

17

8.

Тема 8 Роль воды в химических реакциях.

18

9.

Тема 9 Гидролиз солей.

19

10.

Тема 10 Окислительно-восстановительные реакции.

21

11.

Тема 11 Электролиз растворов и расплавов солей и щелочей.

22

12.

Тема 12 Металлы.

23

13.

Тема 13 Неметаллы.

25


Раздел III Вещества и их свойства.


14.

Тема 14 Кислоты.

27

15.

Тема 15 Основания.

28

16.

Тема 16 Соли.

30

17

Тема 17 Генетическая связь между классами неорганических и органических веществ.

31

18.

Литература

33







































Введение

Конспект лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия» разработан на основе рабочей программы учебной дисциплины для специальности 240111 «Производство тугоплавких неметаллических и силикатных материалов и изделий»

Потребность в подготовке данного методического пособия обусловлена необходимостью систематизации изучаемого материала, отсутствием в достаточном количестве учебной литературы, оптимизацией процесса обучения.

Изучение дисциплины «Общая и неорганическая химия» в ССУЗ проводится на основе ранее полученных студентами знаний по математике, физике и химическим дисциплинам и, как правило, вызывает у них немалые затруднения. Эти затруднения особенно усугубляются, если отсутствует учебник, освещающий полностью материал программы дисциплины, а так же учитывающий профиль специальности. В данном конспекте лекций представлен материал, собранный из различных учебных пособий. Теоретический материал иллюстрируется схемами, таблицами, что позволяет понять, каким образом знание того или иного закона или явления позволяет сознательно управлять различными физико-химическими процессами в производственных условиях и в лабораторной практике.

Основная цель конспекта лекций – собрать воедино весь теоретический курс дисциплины согласно рабочей программе, выделить главное, обратить внимание студентов на общенаучное и прикладное значение дисциплины.

Представленное пособие направлено на формирование у студентов практических профессиональных умений, приобретение первоначального практического опыта, реализуется в рамках программы учебной дисциплины по основным видам профессиональной деятельности для последующего освоения ими общих и профессиональных компетенций по избранной специальности в соответствии с ФГОС СПО по специальности 240111 Производство тугоплавких неметаллических и силикатных материалов и изделий.

Конспект лекций окажет помощь студентам в усвоении курса, а также позволит глубже вникать в суть технологических процессов, что в свою очередь приведёт к овладению общими (ОК) и профессиональными (ПК) компетенциями.









































Раздел I Строение вещества.




Тема 1. «Основные сведения о строении атома. Периодический закон и строение атома»


План


  1. Основные сведения о строении атома.

  2. Открытие Д.И.Менделеевым Периодического закона.

  3. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева в свете учения о строении атома.

  4. Значение Периодического закона и периодической системы.


1. Атом – это электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра (образованного протонами и нейтронами) и электронов.

Атомное ядро каждого химического элемента характеризуется строго определённым числом протонов Z (т.е. определённым положительным зарядом) в нём, равным порядковому номеру элемента в Периодической системе. Число нейтронов N в атомах одного и того же элемента может быть различным. Следовательно, различными будут и относительные атомные массы у этих атомов.

A = Z + N

Такие разновидности атомов называются изотопами. Изотопы – это разновидность атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд атомного ядра (одинаковое число протонов в нём), но разную относительную атомную массу (разное число нейтронов). Химический элемент – это определённый вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Например, в природе встречаются изотопы кислорода с массовыми числами 16, 17, 18, хлора – 35 и 36 и т.д.В Периодической системе под знаком химического элемента записывают среднее значение относительной атомной массы всех его природных изотопов с учётом их распространённости.

Для химии большой интерес представляет строение электронной оболочки атома. Под электронной оболочкой понимают совокупность всех электронов в атоме. Число электронов в атоме, как электронейтральной частице, равно числу протонов, т.е. порядковому номеру элемента.

Важнейшей характеристикой электрона является энергия его связи с атомом. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой, или энергетический уровень.

Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к атомному ядру. Электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода в таблице Д.И.Менделеева, в котором располагается химический элемент.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют орбиталью.

S – орбитали имеют сферическую форму, р – орбитали – форму гантели или восьмёрки, d-орбитали – форму листа клевера.

1 – S

2 – S, p

3 – S, P, d

Каждую орбиталь могут занимать два электрона, следователь максимальное число электронов 1 – 2; 2 – 8; 3 – 18.

Атом каждого элемента в Периодической системе отличается от предыдущего тем, что заряд его ядра увеличивается на единицу. В зависимости от того, на какой орбитали находится этот последний электрон, химические элементы можно разделить на семейства: s, p, d, f.

К s-элементам относятся элементы главных подгрупп 1и 2 группы, а также гелий. К р-элементам относятся элементы главных подгрупп IIIVIII групп. К d-элементам относятся элементы побочных подгрупп IVIII групп.

Принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству можно определить по электронной формуле, которая показывает расположение электронов на энергетических уровнях и орбиталях атомов.

Сера S 1S22S22p63S23P4 – главная подгруппа (р-элемент)

Ванадий 1S22S22P63S23P63d34S2 – побочная подгруппа (d-элемент).

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева – величайшее открытие конца XIX в. в области химии, основа современной химии, динамичное и развивающееся учение.

Открытие Д.И.Менделеевым Периодического закона.

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от их относительных атомных масс. (формулировка закона данная Д. И. Менделеевым). Днём рождения Периодического закона считается 1 марта 1869 г.

Периодический закон и Периодическая система

в свете учения о строении атома.

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер. (современная формулировка).

Порядковый номер указывает на заряд атомного ядра.

Номер периода указывает на число энергетических уровней в атоме.

Номер группы указывает на число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов для элементов главных подгрупп.

Валентными называют электроны, которые могут принимать участие в образовании химической связи. Для элементов главных подгрупп такими электронами являются электроны внешнего энергетического уровня, и их число равно номеру группы. Для элементов побочных подгрупп валентными являются не только электроны внешнего, но и предвнешнего энергетического уровня, однако и в этом случае максимальное их число определяется номером группы.

В пределах одного и того же периода металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.

В пределах одной и той же группы (в главной подгруппе) металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.

Значение периодического закона и Периодической системы.




Контрольные вопросы.


  1. Из каких частиц состоит атомное ядро?

  2. Что такое изотопы?

  3. Почему свойства различных изотопов одного и того же элемента идентичны, хотя их относительная атомная масса различна?

  4. Что такое энергетический уровень? Что представляет собой электронная орбиталь? Какие орбитали вам известны?

  5. На что указывает номер периода, группы?

  6. В чём сходство и различие в строении атомов элементов главных и побочных подгрупп одной группы?

  7. Дайте формулировку Периодическому закону.

  8. Приготовьте сообщение на тему «Эволюция представлений о строении атома», о жизни и деятельности Д.И.Менделеева.


Практические задания.

  1. Запишите электронные конфигурации атомов элементов, имеющих порядковые номера 6, 15, 20, 25. К каким электронным семействам относятся эти элементы?




Тема 2. «Типы и свойства химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная)»


План


  1. Ионная химическая связь.

  2. Ковалентная химическая связь.

  3. Металлическая химическая связь.

  4. Водородная химическая связь.


Ионная химическая связь – это связь, образующаяся между катионами и анионами за счёт их электростатического притяжения. Так как катионы образуют преимущественно атомы металлов, а анионы – атомы неметаллов, то, следователь связь между металлом и неметаллом и является ионной (галогениды, оксиды щелочных и щёлочно-земельных металлов).

Схема образования связи;

Вещества с ионным типом связи имеют ионные кристаллические решётки. Такие соединения представляют собой твёрдые, прочные, хрупкие, нелетучие вещества с высокими температурами плавления (хлорид натрия, карбонат кальция, медный купорос, гидроксид натрия – все соли и гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). При обычных условиях электрического тока не проводят, а растворы и расплавы большинства ионных соединений – прекрасные электролиты.

Ковалентная связь. Веществ с ионной связью немного. Гораздо больше веществ с ковалентной химической связью. Ковалентная химическая связь – это связь, возникающая между атомами за счёт образования общих электронных пар.

Схема образования ковалентной связи;

Электроотрицательностью называют способность атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары. Ковалентная связь, образованная одинаковыми атомами неметалла называется неполярной, а разными – полярной.

Классифицировать ковалентную связь можно;

  • по механизму образования (обменной и донорно-акцепторной):

  • по полярности связи (полярные и неполярные):

  • по кратности (одинарные, двойные, тройные).

За счёт ковалентной связи образуются почти все органические соединения, все газы, большинство жидкостей и многие твёрдые вещества. Для веществ с ковалентной связью характерны два типа кристаллических решёток – молекулярные и атомные. Вещества с молекулярными кристаллическими решётками непрочные, легкоплавкие, летучие. Это газы, и жидкости в твёрдом состоянии, кристаллический йод, сера, белый фосфор, углекислый газ, большинство органических соединений. За счёт ковалентных связей могут быть образованы вещества не только молекулярного, но и атомного строения, т.е. вещества с атомной кристаллической решёткой, например, алмаз, графит, кварц, разновидности оксида алюминия.

Металлическая химическая связь. Металлической связью называют связь в металлах и сплавах, которая осуществляется совокупностью валентных электронов между атом-ионами металлов. Металлическая связь неразрывно связана и с особым кристаллическим строением металлов и сплавов – металлической кристаллической решёткой, в узлах которой расположены атом-ионы.

Металлическая кристаллическая решётка и металлическая связь определяют все наиболее характерные свойства металлов: ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность, металлический блеск, способность к образованию сплавов.

Металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решётка характерны не только для чистых металлов, но и для их сплавов. Это отличает металлические сплавы от других сплавов, как искусственных (стекло, керамика, фарфор, фаянс), так и природных (гнейсов, базальтов, гранитов и др.)неметаллических.

Водородная химическая связь. Химическая связь между атомами водорода одной молекулы (или её части) и атомами наиболее электроотрицательных элементов (фтор, кислород, азот) другой молекулы (или её части) называют водородной. Образованием межмолекулярной водородной связи объясняется тот факт, что даже вещества с небольшими относительными молекулярными массами при обычных условиях представляют собой жидкости (вода, спирты – метанол, этанол, пропанол, карбоновые кислоты – муравьиная, уксусная) или легко сжижаемые газы (аммиак, фтороводород). Различают межмолекулярную и внутримолекулярную водородную связь (вторичная структура белковых молекул).

Водородная связь играет важнейшую роль в организации структуры и функционирования таких природных биополимеров, как нуклеиновые кислоты.




Контрольные вопросы.


  1. Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм её образования?

  2. Что такое катионы, анионы?

  3. Ч то собой представляет ионная кристаллическая решётка?

  4. Какими физическими свойствами обладают вещества с ионной кристаллической решеткой?

  5. Какую химическую связь называют ковалентной?

  6. Что такое электроотрицательность?

  7. Каковы механизмы образования ковалентной связи?

  8. Приведите примеры веществ с ковалентной связью.

  9. Что собой представляет молекулярная кристаллическая решётка?

  10. Что собой представляет атомная кристаллическая решётка?

  11. Какими особенностями характеризуется строение атомов металлов?

  12. Что такое металлическая связь?

  13. Что представляет собой металлическая кристаллическая решётка?

  14. Что такое водородная связь и каков механизм её образования?


Практические задания.


  1. Составьте схемы образования ионной связи в различных веществах.





Тема 3. «Полимеры»


План


  1. Органические полимеры.

  2. Волокна.

  3. Неорганические полимеры.



Полимерами называют вещества, молекулы которых состоят из множества повторяющихся структурных звеньев, соединённых между собой химическими связями.

Различают природные (белки, нуклеиновые кислоты, крахмал, целлюлоза и др.),искусственные и синтетические полимеры.

Наиболее важные органические полимеры: пластмассы и волокна.

Пластмассы – это конструкционные материалы, содержащие полимер и способные при нагревании приобретать заданную форму и сохранять её после охлаждения. Как правило, пластмасса – это смесь нескольких веществ, а полимер – это лишь одно из них, но самое важное. Он связывает все компоненты пластмассы в единое целое. Поэтому полимер называют связующим.

Понятно, что превращать в готовые изделия удобно те пластмассы, которые обратимо твердеют и размягчаются. Такие пластмассы называют термопластами или термопластичными полимерами. К ним относятся: полиэтилен, полистирол, поливинилхлорид, полиамиды. Если же полимер нельзя перевести в вязкотекучее состояние, то их называют термореактопластами или термореактивными полимерами. К ним относятся: фенолоформальдегидные, карбамидные и полиэфирные пластмассы.

Кроме связующего (полимера) в пластмассы часто входят разные добавки: наполнители, красители, вещества, повышающие механические свойства, термостойкость, устойчивость к старению. Наполнители не только удешевляют пластмассы, но и придают им специфические свойства. Широкому применению пластмасс способствует их низкая стоимость, лёгкость переработки. По свойствам пластмассы часто не уступают металлам и сплавам, а иногда даже превосходят их. Основные потребители пластмасс: упаковочные материалы, строительство, электроэнергетика, транспорт, игрушки, бытовые изделия, сельское хозяйство, техника, одежда, медицина и т.д.

Волокна – это полимеры линейного строения, которые пригодны для изготовления текстильных материалов (нитей, жгутов, тканей).

Природные волокна по происхождению делятся на растительные, животные и минеральные.

Волокна растительного происхождения делятся:

  • на волокна, формирующиеся на поверхности семян (хлопок);

  • на волокна стеблей растений (лён, пенька);

  • на волокна оболочек плодов (копра орехов кокосовой пальмы)

Наиболее важное волокно растительного происхождения – хлопковое, обладающее хорошими механическими свойствами, износоустойчивостью, термостабильностью, гигроскопичностью. Его применяют в производстве различных тканей и трикотажа, швейных ниток, ваты. Лён применяют для изготовления бельевых, платьевых и декоративных тканей. Лубяные волокна используют в производстве тканей, из которых изготавливают мешки, канаты, верёвки.

К волокнам животного происхождения относят натуральные шерсть и шёлк.

Натуральная шерсть характеризуется невысокой прочностью, большой эластичностью. Применяют её для изготовления тканей бытового и технического назначения, трикотажа, валяльно-войлочных изделий.

Натуральный шелк вырабатывают многочисленные гусеницы и пауки. Это очень дорогое волокно.

Химические волокна получают из растворов или расплавов волокнообразующих полимеров. Их подразделяют на следующие группы:

  • искусственные (вискозное, ацетатное и др.), которые получают из природных полимеров или продуктов их переработки, главным образом из целлюлозы и её эфиров;

  • синтетические (капрон, лавсан, энант, найлон), которые получают из синтетических полимеров.

К неорганическим полимерам относятся: природное волокно асбест, сера пластическая, аллотропные видоизменения углерода, теллур, селен, красный фосфор, кристаллический кремний, диоксид кремния и его разновидности кварц, кремнезём, горный хрусталь, агат, оксид алюминия, алюмосиликаты (каолин, полевые шпаты, слюды). Почти все минералы и горные породы представляют собой природные полимеры. Среди неорганических полимеров встречаются и волокна. К минеральным волокнам относят асбест.






Контрольные вопросы.


1. Что такое полимер, мономер, структурное звено, степень полимеризации?

2. Какие биополимеры вы знаете? Дайте им характеристику.

3. Что такое пластмассы? На какие группы их делят?

4. Что такое полимеризация и поликонденсация?

5. Что такое волокна7 На какие группы их делят? Приведите примеры и охарактеризуйте их.

6. Какие неорганические полимеры вам известны? Что общего в их строении? Какую роль они играют в неживой природе?




Практические задания.


    1. Составьте уравнения реакций полимеризации и поликонденсации.





Тема 4. «Газообразные, жидкие и твёрдые вещества»



План


  1. Газообразные вещества.

  2. Жидкие вещества.

  3. Твёрдые вещества.


Большинство веществ в зависимости от условий могут находиться в одном из трёх агрегатных состояний: газообразном, жидком или твёрдом. В газовой фазе расстояние между атомами или молекулами во много раз превышает размеры самих частиц. При атмосферном давлении объём сосуда в сотни тысяч раз больше собственного объёма молекул газа. Поэтому для газов выполняется закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул. Из этого закона вытекает важное следствие: 1 моль любого газа при нормальных условиях (760 мм рт. ст. и 00С) занимает объём 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газов (VМ = 22,4 л/моль).

Слабые силы притяжения молекул газа не могут удержать их друг около друга, поэтому газы не имеют собственной формы и объёма, а занимают весь объём сосуда, в котором находятся.

Газы легко сжимаются. При этом изменяется межмолекулярное расстояние.

Благодаря большому расстоянию между молекулами любые газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях. Важнейшими природными смесями газов являются воздух и природный газ. Состав воздуха в настоящее время относительно постоянен. Состав природного газа зависит от месторождения. Однако его основу составляют метан и его гомологи (этан, пропан, бутан).

Природный газ – это не только дешёвое, экологически чистое, энергетически и экономически выгодное топливо, но также и ценное химическое сырьё. Один из продуктов переработки природного газа – это водород.

Водород Н2 – это самый лёгкий газ, который используют для производства аммиака, хлороводорода, получения маргарина, водородной резки и сварки металлов, в качестве топлива для двигателей космических кораблей. Водород – это перспективное экологически чистое автомобильное топливо.

В лаборатории водород получают в аппарате Киппа взаимодействием цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Смесь двух объёмов водорода и одного объёма кислорода называют гремучим газом, так как она при поджигании взрывается.

Кислород О2 , составляет 21% атмосферы. О3 – озон является его аллотропным видоизменением. Кислотные дожди, парниковый эффект.

В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия или пероксида водорода:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

2H2O2 = 2H2O + O2

Углекислый газ СО2 широко применяют для изготовления шипучих напитков, тушения пожаров и получения «сухого льда», который используют для охлаждения и хранения продуктов питания.

В промышленности его получают обжигом известняка: СаСО3 = СаО + СО2

В лаборатории получают действием соляной кислоты на мрамор:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2

Из воздуха получают не только кислород, но и азот, который вместе с водородом служит сырьём для получения аммиака NH3: 3H2 + N2 ↔ 2NH3

В лаборатории аммиак получают взаимодействием щелочей с солями аммония:

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3

Природный газ служит сырьём для получения ценных газообразных органических соединений, например этилена.

Этилен (С2Н4, или СН2 = СН2) применяют для получения других органических соединений, например растворителей, спиртов, уксусной кислоты, полиэтилена и др. В промышленности этилен получают дегидрированием этана: С2Н6 → С2Н4 + Н2

В лаборатории этилен получают либо деполимеризацией полиэтилена или каталитической дегидратацией этилового спирта:

(-СН2 - СН2-)nnСН2=СН2

С2Н5ОН → С2Н4 + Н2О

Жидкое состояние вещества характеризуется тем, что молекулы его находятся непосредственно друг возле друга, поэтому жидкости малосжимаемы. Они текучи, т.е. не имеют своей формы, а принимают форму сосуда, в котором находится.

Самое важное и уникальное вещество на нашей планете – это вода.

Жизнь зародилась в воде. Животные, растения, человек состоят на 70-80% из воды. Круговорот воды в природе осуществляется непрерывно.

Одним из главных потребителей воды является производство синтетических материалов.

Для потребителя важна такая характеристика воды, которую называют жёсткостью.

Жёсткой называют воду, содержащую ионы кальция и магния. Жёсткость бывает временной и постоянной.

В твёрдых веществах расстояние между частицами сопоставимо с размерами самих частиц. Однако силы их взаимодействия настолько велики, что перемещение частиц относительно друг друга затруднено. Поэтому твёрдые вещества лишены такого характерного для жидкостей свойства, как текучесть, следовательно, тела, состоящие из твёрдых веществ, сохраняют не только объём, но и форму.

Твёрдые вещества по своему строению и свойствам подразделяют на кристаллические и аморфные.

Частицы твёрдых веществ занимают строго определённое место в пространстве, которое называют узлом. Если соединить узлы воображаемыми линиями, то получается правильная пространственная решётка, называемая кристаллической. Известно четыре типа кристаллических решёток: ионные, атомные, молекулярные и металлические. Однако у всех кристаллических веществ есть одно общее свойство: каждое из них имеет свою, строго определённую температуру плавления. Аморфные вещества (стекло, воск, шоколад, жевательная резинка) это твёрдые вещества, форма которых через некоторое время изменяется (подобно жидкостям). Определённой температуры плавления у аморфных веществ, в отличие от кристаллических, нет. Для аморфных веществ характерен ближний порядок. Аморфное состояние вещества образуется в результате быстрого охлаждения расплава. Аморфное состояние вещества неустойчиво и постепенно переходит в кристаллическое. Т.О., аморфные вещества по своей структуре можно рассматривать как очень вязкие жидкости, а по свойствам – как твёрдые вещества.


Контрольные вопросы.


1. Какие агрегатные состояния вещества вы знаете?

2. Сформулируйте закон Авогадро и следствие из него.

3. Чем отличается газообразное состояние вещества от твёрдого и жидкого?

4. Чем отличаются жидкости от газов?

5. Чем характеризуется строение твёрдых веществ? Что их отличает от жидкостей и газов?

6. На какие группы по типу кристаллической решётки можно разделить твёрдые вещества?

7. Чем отличаются твёрдые вещества от кристаллических?

8. Назовите известные вам аморфные вещества и укажите области их применения.




Практические задания.


1. Рассчитайте массу диоксида азота, который при нормальных условиях занимает объём 67,2 л.

2. Найдите объём, который занимают (при н.у.) 32 г диоксида серы.






Тема 5. «Дисперсные системы»


План


  1. Дисперсные системы и растворы.

  2. Грубодисперсные системы.

  3. Коллоидные системы.




Чистые вещества в природе встречаются очень редко. Дисперсными называют гетерогенные системы, в которых одно вещество в виде очень мелких частиц равномерно распределено в объёме другого. Вещество, которое присутствует в дисперсной системе в меньшем количестве и распределено в объёме другого, называют дисперсной фазой. Вещество, присутствующее в дисперсной системе в большем количестве, в объёме которого распределена дисперсная фаза, называют дисперсионной средой. Между дисперсионной средой и частицами дисперсной фазы существует поверхность раздела, поэтому дисперсные системы называют гетерогенными, т.е. неоднородными. В зависимости от сочетания дисперсионной среды и дисперсной фазы можно выделить 8 видов таких систем.



Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию


Дисперсионная среда

Дисперсная фаза

Примеры природных и бытовых дисперсных систем

Газ

Жидкость

Туман, попутный газ с капельками нефти, аэрозоли

Твёрдое тело

Пыль в воздухе, дымы. Смог, пыльные и песчаные бури, твёрдые аэрозоли

Жидкость

Газ

Шипучие напитки, пены

Жидкость

Эмульсии. Жидкие средства организма (плазма крови, лимфа, пищеварительные соки), жидкое содержимое клеток (цитоплазма)

Твёрдое вещество

Золи, гели, пасты (кисели, студни, клеи). Речной и морской ил, взвешенные в воде строительные растворы

Твёрдое вещество

Газ

Снежный наст с пузырьками воздуха в нём, почва, текстильные ткани, кирпич и керамика, поролон, пористый шоколад, порошки

Жидкость

Влажная почва, медицинские и косметические средства(мази, тушь, помада и т.д.)

Твёрдое вещество

Горные породы, цветные стёкла, некоторые сплавы



По величине частиц вещества, составляющих дисперсную фазу, дисперсные системы делятся на грубодисперсные с размерами частиц более 100 нм и тонкодисперсные с размерами частиц от 100 до 1 нм.

Если же вещество раздроблено до молекул или ионов размером менее 1 нм, образуется гомогенная система – раствор. Она однородна, поверхности раздела между частицами и средой нет, а потому к дисперсным системам не относятся.

Дисперсные системы и растворы очень важны в природе и повседневной жизни.


Классификация дисперсных систем и растворов


Дисперсные системы

Растворы


Грубодисперсные системы

Эмульсии

Молекулярные

Суспензии


Аэрозоли

Молекулярно-ионные

Коллоидные системы

Гели


Золи

Ионные


Грубодисперсные системы делятся на три группы: эмульсии, суспензии и аэрозоли.

Эмульсии – это дисперсная система с жидкой дисперсионной средой и жидкой дисперсной фазой.

Эмульсии можно разделить на две группы:

  1. прямые, с каплями неполярной жидкости в полярной среде, типа «растительное масло в воде»;

  2. обратные, типа «вода в растительном масле».

Однако изменение состава эмульсий или внешнее воздействие могут привести к превращению прямой эмульсии в обратную и наоборот. Примерами наиболее известных природных эмульсий являются молоко и нефть. Типичная биологическая эмульсия – это капельки жира в лимфе.

Из известных в практической деятельности человека эмульсий можно назвать смазочно-охлаждающие жидкости, битумные материалы, пестицидные препараты, лекарственные и косметические средства, пищевые продукты.

В химической технологии широко используют эмульсионную полимеризацию как основной метод получения каучуков, полистирола, поливинилацетата и др.

Суспензия – это грубодисперсная система с твёрдой дисперсной фазой и жидкой дисперсионной средой.

Обычно частицы дисперсной фазы в суспензии настолько велики, что под действием силы тяжести оседают – седиментируют. Суспензии, в которых этот процесс происходит очень медленно называют взвесями.

Практически значимыми строительными суспензиями являются побелка, различные строительные взвеси, цементные растворы, эмалевые краски, медицинские препараты (жидкие мази).

Особую группу составляют грубодисперсные системы, в которых концентрация дисперсной фазы относительно высока по сравнению с её небольшой концентрацией в суспензиях. Такие дисперсные системы называют пастами.

Аэрозоли – это грубодисперсные системы, в которых дисперсионной средой является газ, а дисперсной фазой могут быть капельки жидкости (облака, радуга, лак для волос, дезодорант) или частицы твёрдого вещества (пылевое облако, смерч).

Коллоидные системы занимают промежуточное положение между грубодисперсными системами и истинными растворами.

Коллоидные системы широко распространены в природе. Почва, глина, природные воды, многие минералы, в том числе и драгоценные камни, - всё это коллоидные системы.

Большое значение имеют коллоидные системы для биологии и медицины. С химической точки зрения организм – это сложнейшая совокупность многих коллоидных систем, включающих в себя и жидкие коллоиды (золи), и студни (гели).

Биологические жидкости (кровь, лимфа, спинномозговая жидкость) представляют собой коллоидные системы, в которых такие органические соединения, как белки, холестерин, гликоген и многие другие, находятся в коллоидном состоянии.

Коллоидные системы подразделяются на золи (коллоидные растворы) и гели (студни).

Большинство биологических жидкостей являются коллоидными растворами (золями).

Для золей характерно явление коагуляция, т.е. слипание коллоидных частиц и выпадение их в осадок. При этом коллоидный раствор превращается в суспензию или гель. Некоторые органические коллоиды коагулируют при нагревании (яичный белок, клеи) или при изменении среды.

Гели – это коллоидные системы, в которых частицы дисперсной фазы образуют пространственную структуру.

Классификация гелей


Гели

Пищевые: сыр, хлеб, мармелад, зефир, желе, холодец

Косметические: гели для душа, после бритья, кремы, пасты

Минеральные: опал, жемчуг, сердолик, халцедон

Биологические: хрящи, сухожилия, волосы, ткани

Медицинские: мази, пасты



Со временем структура гелей нарушается – из них выделяется жидкость. Происходит синерезис – самопроизвольное уменьшение объёма геля, сопровождающееся отделением жидкости. Синерезис определяет сроки годности пищевых, медицинских, косметических гелей.

По внешнему виду истинные и коллоидные растворы трудно отличить друг от друга. Чтобы сделать это, используют эффект Тиндаля – образование дорожки при пропукании через коллоидный раствор луча света.




Контрольные вопросы.


  1. Что такое дисперсные системы? Дисперсионная среда? Дисперсная фаза?

  2. На какие подгруппы можно разделить гели? Чем определяется срок годности косметических, медицинских, и пищевых гелей?

  3. Как подразделяются грубодисперсные системы?

  4. Как подразделяются коллоидные системы?

  5. Как классифицируют дисперсные системы по агрегатному состоянию среды и фазы?

  6. Что такое коагуляция? Чем она может быть вызвана?

  7. Что такое синерезис? Чем он может быть вызван?






Раздел II Химические реакции.




Тема 6. «Понятие о химических реакциях»


План


  1. Реакции, идущие без изменения состава вещества.

  2. Классификация химических реакций, протекающих с изменением состава вещества.

  3. Скорость химической реакции.



Химические реакции – это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие вещества, отличающиеся от исходных по составу или строению, а следовательно по свойствам.

Классификацию химических реакций можно проводить по самым различным признакам.

Имеется большая группа реакций, которые не сопровождаются изменением состава вещества. В неорганической химии к таким реакциям можно отнести процессы взаимопревращения различных аллотропных модификаций одного химического элемента.

Аллотропными модификациями называют простые вещества, образованные одним химическим элементом, а явление их существования называют аллотропией. (углерод: графит – алмаз, сера: ромбическая – пластическая; фосфор: красный – белый; олово: белое – серое; кислород - озон)

В органической химии также известны реакции, которые протекают без изменения состава вещества, что приводит к образованию изомеров. Изомеры – это вещества, имеющие одинаковый состав, но разное строение, а следовательно, и разные свойства. Явление существования изомеров называют изомерией, а реакции взаимопревращения изомеров – реакциями изомеризации.

    1. Число и состав реагентов и продуктов реакции.

Реакции соединения – это реакции, в результате которых из двух и более веществ образуется одно сложное вещество.

S + O2SO2

Реакции разложения – это реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.

2HgO → 2Hg + O2

Реакции замещения – это реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.

Zn + 2HClZnCl2 + H2

Реакции обмена – это реакции, в которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.

KOH + HNO3 → KNO3 + H2O

    1. Выделение или поглощение теплоты.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называют экзотермическими.

2Mg + O2 → 2MgO + Ԛ

Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называют эндотермическими.

СаСО3 → СаО + СО2 - Ԛ

Теплоту, которая выделяется или поглощается в результате химической реакции. называют тепловым эффектом.

Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции, называют термохимическими.

Известно, что одни реакции протекают за доли секунды, другие же – за минуты, часы, дни. Одна и та же реакция может в одних условиях протекать быстро, а в других – медленно.

Скорость химической реакции – это изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции в единицу времени.



hello_html_m41ab3fd0.gif



Знание скоростей химических реакций имеет большое практическое и научное значение.

Раздел химии, изучающий скорость химических реакций, называют химической кинетикой. Зная её законы, человек получает возможность управлять скоростью химических процессов.

Реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.

Реакции, которые протекают в однородной среде (нет поверхности раздела реагирующих веществ), называют гомогенными. Гетерогенными называют реакции, которые протекают между веществами в неоднородной среде (есть поверхность раздела реагирующих веществ). Приведённая формула относится только к гомогенным системам, поскольку для гетерогенных реакций фактором, определяющим скорость реакции, является площадь поверхности соприкосновения. Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ. Ещё одним важнейшим фактором, влияющим на скорость химической реакции, является концентрация реагирующих веществ.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам. (основной закон кинетики)

nA + mB → pC + dD

v = kCAn CBm

Этот закон называют законом действующих масс.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант – Гоффа: при изменении температуры на каждые 100С скорость реакции соответственно изменяется в 2 – 4 раза.

Скорость химической реакции зависит также от участия в ней катализатора. Вещества, которые изменяют скорость химической реакции, оставаясь к концу её неизменными, называют катализаторами. Процесс изменения скорости химической реакции с помощью катализатора называют катализом, а реакции, идущие с участием катализатора, - каталитическими.

Катализаторы широко используют в химической промышленности, так как они позволяют повысить производительность химических процессов, уменьшить стоимость химической аппаратуры, сделать производство экологически более чистым и экономически выгодным.

Биологические катализаторы белковой природы называют ферментами. Ферменты ускоряют жизненно важные химические реакции в клетках организмов. Они действуют в строго определённом интервале температур и в строго определённой среде.

Есть вещества, которые, наоборот, уменьшают скорость реакции, их называют ингибиторами.




Контрольные вопросы


  1. Какие явления называют химическими? Чем они отличаются от физических?

  2. Что такое аллотропия? Аллотропные видоизменения?

  3. Что такое реакции соединения, разложения?

  4. Чем характеризуются реакции замещения?

  5. Что называют скорость химической реакции, от каких факторов она зависит?

  6. Сформулируйте закон действующих масс.

  7. Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

  8. Что такое катализаторы?

  9. Что такое ферменты?

  10. Записать уравнение, отражающее закон действующих масс для реакций.




Практические задания.


  1. Запишите термохимическое уравнение реакции горения метана, если известно, что при сгорании 5,6 л этого газа (н.у.) выделяется 225 кДж теплоты.

  2. При соединении 18 г алюминия в кислороде выделяется 547 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

  3. При сгорании 7 г этилена выделяется 350 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции.





Тема 7. «Обратимость химических реакций»


План


  1. Обратимые и необратимые химические реакции.

  2. Состояние химического равновесия.

  3. Принцип Ле Шателье.




По направлению все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые.

Необратимыми называют химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты. Гораздо более многочисленную группу составляют обратимые реакции. Обратимыми называют реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном.

В обратимых процессах скорость прямой реакции вначале максимальна, а затем уменьшается из-за того, что уменьшаются концентрации исходных веществ, расходуемых на образование продуктов реакции. Наоборот, скорость обратной реакции, минимальная вначале, увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными. Состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. Химическое равновесие является подвижным, неизменными остаются лишь концентрации компонентов. При постоянных температуре и давлении равновесие обратимой реакции может сохраняться неопределённо долгое время. На производстве заинтересованы в протекании прямой реакции, поэтому французский химик Анри Ле Шателье вывел общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов. Принцип Ле Шателье : если изменить одно из условий – температуру, давление или концентрацию веществ, - при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует этому изменению.

3H2 + N2 ↔ 2NH3 + Ԛ

  1. Изменение равновесных концентраций.

  2. Изменение давления.

  3. Изменение температуры.

Контрольные вопросы


1. Какие реакции называются необратимыми, обратимыми?

2. Что такое химическое равновесие и как его сместить?


Практические задания.


1.Решать задачи на смещение равновесия.




Тема 8. «Роль воды в химических реакциях»


План


  1. Роль воды при растворении веществ.

  2. Электролитическая диссоциация. Электролиты, неэлектролиты.

  3. Роль воды в транспортировки веществ. Вода как катализатор.

  4. Вода как участник химических реакций.


Если взглянуть на нашу планету из космоса, то мы увидим, что большая часть поверхности Земли покрыта водой. Вода уникальное химическое вещество.

Роль воды в превращении веществ:

  • реакционная среда;

  • транспорт веществ;

  • реагент;

  • катализатор;

  • фактор диссоциации

Огромное число химических реакций протекает в водной среде. По отношению к воде как растворителю все вещества условно делятся на:

  • растворимые (в 100 г воды растворяется более 1 г вещества);

  • малорастворимые (в 100 г воды растворяется от 0,01 до 1 г вещества);

  • практически нерастворимые (в 100 г воды растворяется менее 0,01 г вещества)

Растворение – это сложный физико-химический процесс. Водные растворы – это гомогенные системы, состоящие из молекул воды, частиц растворённого вещества и продуктов их взаимодействия (гидратированные частицы).

Если для молекулярных растворов всё толь этим и заканчивается, то для растворов электролитов следует продолжение. Электролиты – это вещества, которые в растворах распадаются на ионы – диссоциируют. Электролиты диссоциируют по-разному. Отношение числа молей вещества, распавшегося на ионы, к общему количеству растворённого вещества называют степенью электролитической диссоциации. По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным электролитам относят щёлочи, соли, HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, HBr, HJ и др. К слабым электролитам относятся многие неорганические и почти все органические кислоты. Вода, будучи причиной диссоциации, сама незначительно диссоциирует:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Автором теории электролитической диссоциации является шведский химик С.Аррениус.

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие на катион водорода и анионы кислотного остатка.

HClH+ + Cl-

Основания – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и гидроксид-анионы.

КОН ↔ К+ + ОН-

Соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка.

BaCl2Ba2+ + 2Cl-

Значительна роль воды для транспортировки веществ в сферу реакции. Особенно важна она в жизни живых организмов, так как все жидкие среды живых организмов более чем на 90-98% состоят из воды. Так, кровь разносит по организму кислород, питательные вещества, гормоны и другие биологически активные соединения и, в свою очередь, доставляет углекислый газ и продукты распада к местам их удаления из организма. Также велика роль воды как транспортного средства в промышленном производстве.

Не менее значима роль воды как участника химических реакций, как реагента. В органической химии целая группа реакций присоединения носит название реакций гидратации.

С2Н2 + Н2О → СН3СОН

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Вода участвует в процессах электролиза и является источником получения чистых водорода и кислорода.


Контрольные вопросы


1. Какое строение имеет молекула воды? Каковы её физические свойства?

2. Что такое электролитическая диссоциация, электролиты, неэлектролиты, степень диссоциации?


Практические задания.


  1. Писать уравнения электролитической диссоциации.




Тема 9. «Гидролиз»


План


  1. Гидролиз солей, его разновидности и практическое значение.

  2. Обратимый гидролиз и его разновидности.

  3. Гидролиз в органической химии.



Гидролизом называют реакции обменного взаимодействия вещества с водой, приводящие к их разложению.

По направлении реакции гидролиза можно разделить на обратимые и необратимые.

Необратимому гидролизу подвергаются соли, образованные слабым нерастворимым основанием и слабой летучей кислотой (в таблице растворимости стоит прочерк). Необратимый гидролиз используется для получения ацетилена из карбида кальция.

Гораздо более значим обратимый гидролиз. Можно выделить четыре типа растворимых солей в зависимости от силы образующих соль кислоты и основания.


Основание

Кислота

сильная

слабая

Сильное

NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2

Na2CO3, K2SiO3, , Li2S

Слабое

ZnCl2, Pb(NO3)2, NH4NO3

NH4NO2, (CH3COO)2Zn


Основные случаи гидролиза. Гидролиз по катиону и по аниону.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, карбонат натрия Na2CO3 образован сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2CO3.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Na2CO3 NaOH H2CO3

сильное основание слабая кислота


Na2CO3 ═ 2Na+ + CO32-

CO32 + H2O ↔ HCO3- + OH-


Кислотную, щелочную или нейтральную реакцию среды характеризует величина, называемая водородным показателем (рН). Для нейтральной среды рН7, для кислотной рН < 7, для щелочной рН >7.

В нашем случае рН раствора больше 7, т.е. среда щелочная. Рассмотренный процесс гидролиза называют гидролизом по аниону.

Na2CO3 + H2ONaHCO3 + NaOH


Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой.

NH4NO3NH4OH HNO3

слабое основание сильная кислота

NH4NO3NH4+ + NO3-

Гидролизу подвергается тот ион, который принадлежит слабому основанию. Данная соль гидролизуется по катиону.

NH4+ + ↔ NH4OH + Н+

NH4NO3 + H2ONH4OH + HNO3

Реакцию среды в растворе данной соли определяет наличие катионов Н+; среда кислотная. В данном случае рН < 7.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Такие соли также подвергаются гидролизу, причём как по катиону, так и по анаону. Катион и анион «делят» между собой молекулу воды, присоединяя соответственно гидроксид анион и катион водорода.

NH4CN NH4OH HCN

слабое основание слабая кислота

NH4CN NH4+ + CN-

NH4+ + CN- + H2ONH4OH + HCN

NH4CN + H2ONH4OH + HCN


Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

Такие соли гидролизу не подвергаются. В водном растворе подобных солей катионы металла и анионы кислотного остатка окружены гидратными оболочками; взаимодействия с молекулами воды не происходит, поскольку это не приводит к образованию слабого электролита. Реакция среды в растворе негидролизующихся солей нейтральная; рН раствора равен 7.

В органической химии случаев гидролиза ещё больше (получение спирта из крахмала, получение мыла).

Ещё более важное значение имеют процессы гидролиза для обменных процессов, которые лежат в основе жизнедеятельности живых организмов. Поступающие в организм с пищей белки, жиры, углеводы подвергаются в пищеварительном тракте ферментативному гидролизу с образованием соответственно аминокислот, глицерина и жирных кислот, глюкозы. Их этих «кирпичиков» организм строит свои собственные белки, жиры, углеводы.



Контрольные вопросы


1. Что такое гидролиз?

2. Какие процессы гидролиза имеют промышленное значение?

3. Какие типы гидролиза вы знаете?


Практические задания.


  1. Напишите уравнения гидролиза следующих солей и укажите среду раствора: Cu(NO3)2, FeSO4, ZnCl2, K2S, Na2SiO3, NH4Cl, Al(NO3)3





Тема 10. «Окислительно-восстановительные реакции»



План


  1. Окислительно-восстановительные реакции, их разновидности и практическое значение.

  2. Степень окисления. Окислитель. Восстановитель.

  3. Способы уравнивания окислительно-восстановительных реакций.



Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих веществ, участвующих в реакции.

Степенью окисления называют условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что оно состоит только из простых ионов.

Fe2+3O3-2 + 2Al0 → 2Fe0 + Al2+3O3-2

Al0 - 3Al+3 - окисление

восстановитель


Элементы или вещества, отдающие электроны, называют восстановителями. В ходе реакции они окисляются.

Fe+3 + 3Fe0 - восстановление

окислитель

Элементы или вещества, принимающие электроны, называют окислителями. В ходе реакции они восстанавливаются.

Наиболее сильными восстановителями являются: металлы, водород, оксид углерода (2), углерод, сероводород, аммиак и др.

Наиболее сильными окислителями являются: фтор, кислород, озон, галогены, азотная и серная кислоты, перманганат калия и др.



Контрольные вопросы


  1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Почему они имеют двойное название?

  2. Какие процессы называют окислением? Восстановлением? Какое вещество называют окислителем? Восстановителем?



Практические задания.


1. Определите степени окисления элементов в соединениях, имеющих формулы: Ca3P2, P2O5, H3PO4, Ca3(PO4)2, H4P2O7

2. Уравнивать окислительно-восстановительные реакции.





Тема 11. «Электролиз растворов и расплавов солей и щелочей»



План

  1. Сущность процесса электролиза.

  2. Применение электролиза.


Электролизом называют окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия.

NaClNa+ + Cl-

Под действием электрического тока катионы натрия направляются к катоду (отрицательному полюсу источника тока) и разряжаются на нём, т.е. восстанавливаются:

Na+ + 1ệ → Na0

Под действием электрического тока анионы хлора направляются к аноду (положительному полюсу источника тока) и разряжаются на нём, т.е. окисляются:

2Cl- - 2ệ → Cl20

Итоговое уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl hello_html_m157df0b0.gif 2Na + Cl2

расплав


Электролиз растворов электролитов.


В этом процессе приходится учитывать не только те ионы, на которые диссоциирует электролит, но и ионы, образующиеся при незначительной диссоциации молекул воды:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Рассмотрим электролиз раствора хлорида натрия. В водном растворе хлорид натрия полностью распадается на ионы – диссоциирует:


NaClNa+ + Cl-

При электролизе раствора хлорида натрия на катод отправятся сразу два вида ионов:

Na+ и Н+. На катоде происходит восстановление катионов водорода:

+ + 2ệ → Н2

К аноду за счёт сил электрического поля направляются анионы Cl- и ОН-. На аноде происходит окисление хлорид-анионов, а в растворе останутся гидроксил-анионы:

2Cl- - 2ệ ═ Cl2

Суммарно рассматриваемый процесс описывается уравнением окислительно-восстановительной реакции:

2NaCl + 2Н2О → 2NaOH + H2↑ + Cl2

Следовательно, продуктами электролиза раствора хлорида натрия являются: водород, хлор и гидроксид натрия.

В промышленности электролиз находит широкое применение:

  • для получения щелочных и щёлочноземельных металлов и алюминия;

  • для получения галогенов, водорода и кислорода;

  • для нанесения металлических покрытий на поверхность изделий – никелирование, хромирование (гальваностегия);

  • для изготовления рельефных металлических копий (гальванопластика);

  • для очистки цветных металлов от примесей.





Контрольные вопросы


  1. В чём сущность процесса электролиза?

  2. Чем отличается электролиз раствора от электролиза расплава?

  3. Перечислите основные области применения электролиза.



Практические задания.


1. Назовите продукты электролиза раствора и расплава хлорида меди (II).

2. На основе суммарного уравнения электролиза раствора хлорида натрия рассчитайте объём газов и количество щёлочи, образовавшихся в результате электролиза 585г хлорида натрия, содержащего 10% примесей. Выход продукта составляет 95% теоретически возможного.




Тема 12. «Металлы»


План


  1. Строение атомов и кристаллов металлов.

  2. Химические свойства металлов.

  3. Металлотермия.

  4. Коррозия металлов и способы защиты от неё.

  5. Общие способы получения металлов.



Общие физические свойства металлов обусловлены металлической кристаллической решёткой и металличе6ской химической связью. Это металлический блеск, пластичность, высокая электро- и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие практически значимые свойства, как плотность, температура кипения и температура плавления, твёрдость, магнитные свойства.

Все металлы – твёрдые при обычных условиях вещества, кроме жидкой ртути, которая при низких температурах становится твёрдой и ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь висмут и марганец, которые хрупки.

Все металлы имеют серебристо-белый или серый цвет.

В технике металлы принято классифицировать по различным физическим свойствам:

  • плотности – лёгкие и тяжёлые;

  • температуре плавления – легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы в технике принято считать чёрными металлами, а все остальные – цветными.

Существует классификация металлов и по их химическим свойствам. Металлы с низкой химической активностью называют благородными: серебро, золото, платина и аналоги последнеё – осмий, иридий, рутений, палладий, родий.

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щёлочноземельные (металлы главной подгруппы II группы, начиная с кальция), а также редкоземельные (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды) металлы.

Химические свойства металлов можно охарактеризовать одним предложением: все металлы проявляют только восстановительные свойства.

Взаимодействуют с неметаллами.

2Na + Cl2 → 2NaCl

2Mg + O2 → 2MgO

Взаимодействуют с водой.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Взаимодействуют с кислотами. Это свойство вытекает из положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.

Zn + 2HClZnCl2 + H2

Взаимодействие с растворами солей. (ряд напряжений)

Fe + CuSO4FeSO4 + Cu

Металлотермия. Некоторые активные металлы – литий, магний, кальций, алюминий – способны вытеснять другие металлы из их оксидов. Это свойство используют для получения некоторых металлов.

2Al + Cr2O3Al2O3 + 2Cr

Коррозией называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под влиянием окружающей среды.

Ежегодно от коррозии разрушается около четверти от всего произведённого в мире железа. Коррозия вызывает серьёзные экологические последствия. Одной из причин коррозии является наличие примесей в металле, его неоднородность.

Способы борьбы с коррозией:

  • нанесение защитных покрытий;

  • использование нержавеющих сталей;

  • введение в рабочую среду, где находится металл ингибиторов;

  • создание контакта с более активным металлом – протектором.

Металлы встречаются в природе в свободном виде – это так называемые самородные металлы. К ним относятся: золото, платина, медь, ртуть, серебро. Самородные металлы обычно содержатся в небольших количествах в виде зёрен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются довольно крупные куски металлов – самородки.

Значительная химическая активность металлов приводит к тому, что в земной коре они встречаются главным образом в виде соединений – минералов: оксидов, сульфидов, хлоридов, сульфатов, карбонатов и т.д. Минералы входят в состав горных пород и руд.

Минералы и горные породы, содержащие металлы и их соединения, из которых выделение чистых металлов технически возможно и экономически целесообразно, называют рудами.

Обычно перед получением металлов из руды её предварительно обогащают – отделяют пустую породу, примеси и т.д. В результате образуется концентрат, служащий сырьём для металлургического производства.

Металлургия – это наука о методах и процессах производства металлов из руд и других металлосодержащих продуктов, о получении сплавов и обработке металлов.

Металлургия – важнейшая отрасль тяжёлой промышленности, занимающаяся получением металлов и сплавов.

Металлы получают методами пиро-, гидро- и электрометаллургии. Все эти методы основаны на восстановлении металлов из их соединений.

Пирометаллургия – это способ восстановления металлов из руд при высоких температурах с помощью восстановителей (уголь, оксид углерода, водород, активные металлы).

Гидрометаллургия – это способ получения металлов из растворов их солей.

Электрометаллургия – это способ получения металлов с помощью электрического тока – электролиза.



Контрольные вопросы


  1. Как связано строение металлов с их свойствами?

  2. Перечислите химические свойства металлов.

  3. Что такое коррозия металлов?

  4. Назовите способы защиты металлов от коррозии.

  5. Почему щелочные и щёлочноземельные металлы нельзя получить гидрометаллургическим способом?

Практические задания.


  1. Сколько литров воздуха (н.у.) потребуется для сжигания 36г магния, содержащего 2,5% примесей оксида этого металла? (Объёмная доля кислорода в воздухе составляет 0,21).

  2. Сколько литров водорода (н.у.) может быть получено при растворении в воде 120 г кальция, если выход газа составляет 80% от теоретически возможного?

  3. Составьте уравнения реакций получения:

  1. Меди из оксида меди (II) с помощью углерода и оксида углерода (II);

  2. Кадмия из оксида кадмия (II) и марганца из оксида марганца (IY) с помощью водорода. Рассмотрите процессы окисления-восстановления.





Тема 13. «Неметаллы»


План


  1. Строение атомов неметаллов. Аллотропия.

  2. Физические свойства неметаллов.

  3. Химические свойства неметаллов.

  4. Получение неметаллов.



Физические свойства неметаллов.

Общие физические свойства неметаллов выделить достаточно трудно. Агрегатное состояние разное (кислород – газ, бром – жидкость, углерод – твёрдое вещество), цвет разный (фосфор – красный, сера – жёлтый, иод – фиолетовый), температура плавления (38000с у графита и -2100с у азота).

На примере галогенов можно проследить изменение физических свойств неметаллов в зависимости от их положения в Периодической системе.


Вещество

Агрегатное состояние при обычных условиях

Цвет

Запах

Температура, 0С

плавления

кипения

Фтор

Газ, не сжижающийся при обычной температуре

Светло-жёлтый

Резкий, раздражающий

-220

-188

Хлор

Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением

Светло-зелёный

Резкий, удушливый

-101

-34

Бром

Жидкость

Красно-бурый

Резкий, зловонный

-7

58

Иод

Твёрдое вещество

Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском

Резкий

114

186


Химические свойства неметаллов.

Для неметаллов характерны как восстановительные, так и окислительные свойства. Способность неметаллов проявлять те или другие свойства определяется их положением в ряду электроотрицательности:

FOClNBrSCH ------ электроотрицательность уменьшается

Окислительные свойства неметаллов. Взаимодействуют с металлами, водородом.

S + Hg ═ HgS

H2 + Cl2 ═ 2HCl

Восстановительные свойства неметаллов. Взаимодействуют с кислородом, сложными веществами.

S + O2 ═ SO2

3S + 2KClO3 → 2KCl + 3SO2

Получение неметаллов. Способы получения неметаллов гораздо более разнообразны, чем металлов. Например, способом фракционной перегонки жидкого воздуха получают азот и кислород; хлор получают электролизом раствора или расплава хлорида натрия.




Контрольные вопросы


  1. Какими особенностями строения отличаются атомы и кристаллы неметаллов?

  2. Что такое электроотрицательность?

  3. Охарактеризуйте окислительные, восстановительные свойства неметаллов.



Практические задания.


  1. Напишите уравнение реакций красного фосфора с бертолетовой солью. Рассмотрите окислительно-восстановительные процессы.

  2. Взаимодействие фосфора с азотной кислотой описывается следующей схемой:

P + HNO3 + H2OH3PO4 + NO

Составьте уравнение реакции.




Раздел III Вещества и их свойства.



Тема 14. «Кислоты»



План


  1. Нахождение в природе.

  2. Классификация кислот.

  3. Химические свойства неметаллов.

  4. Основные способы получения кислот.

  5. Применение кислот.



Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Этот класс соединений широко распространён в природе. В желудке человека содержится соляная кислота – своеобразный кордон для микробов, попадающих в желудок с пищей. Это необходимое для пищеварения вещество. Избыток кислоты в желудке – изжога.

В природе наблюдается многообразие органических кислот: лимонная, яблочная, щавелевая, муравьиная. При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока, при квашении капусты, при силосовании кормов – молочная кислота.


Классификация кислот


Признаки классификации

Группы кислот

Пример


Наличие кислорода

Кислородсодержащие

H2SO4

Бескислородные

HCl


Основность

Одноосновные

HCl

Двухосновные

H2S

Трёхосновные

H3PO4


Растворимость

Растворимые

H2SO4

Нерастворимые

H2SiO3


Летучесть

Летучие

HCl

Нелетучие

H2SO4


Степень электролитической диссоциации

Сильные

HCl

Слабые

H2S

Стабильность

Стабильные

H2SO4

Нестабильные

H2CO3

Химические свойства кислот.

Кислый вкус, действие на индикатор, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями – все эти свойства являются общими для неорганических кислот. Общие свойства кислот определяются их диссоциацией с образованием катионов водорода.

Взаимодействие кислот с металлами. Взаимодействие концентрированной и разбавленной серной и азотной кислот с металлами. Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества.

Zn + 2HClZnCl2 + H2

Взаимодействие кислот с оксидами металлов.

CuO + H2SO4CuSO4 + H2O

Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов.

NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

Взаимодействие кислот с солями.

H2SO4 + BaCl2BaSO4 + 2HCl

Основные способы получения кислот. Бескислородные кислоты получают двумя способами:

  1. cинтез соответствующих водородных соединений неметаллов из простых веществ с последующим растворением их в воде

H2 + Cl2 2HCl

  1. вытеснение галогеноводородов из твёрдых солей концентрированной серной кислотой

2NaCl + H2SO4Na2SO4 + 2HCl

Фосфорную кислоту получают термическим способом в несколько стадий, используя в качестве сырья фосфат кальция.

Взаимодействием кислотного оксида с водой получают серную кислоту

SO3 + H2OH2SO4

Азотную кислоту получают:

4NO2 + 2H2O + O2 ═ 4HNO3

Кремниевую кислоту можно получить:

Na2SiO3 + 2HClH2SiO3 + 2NaCl

Неорганические кислоты широко используются в промышленности.




Контрольные вопросы


  1. Дайте определение понятия «кислоты», исходя из их состава.

  2. Дайте определение понятия «кислоты» с точки зрения теории электролитической диссоциации.

  3. На какие группы делят кислоты?

  4. Как определить наличие кислоты в продуктах питания?




Практические задания.


1. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Cl2HClNaClAgCl

2. На полную нейтрализацию 110 г раствора серной кислоты потребовалось 80 г 10% раствора гидроксида натрия. Рассчитайте массовую долю кислоты в исходном растворе.

3. Выведите формулу кислоты, если известно, что в её состав входит 2,13% водорода, 29,79% азота и 68,08% кислорода.




Тема 15. «Основания»



План

  1. Физические свойства.

  2. Классификация оснований.

  3. Химические свойства оснований.

  4. Основные способы получения оснований.

  5. Применение оснований.




Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп.

Водные растворы щелочей, мылкие на ощупь, разъедают кожу, ткани, изменяют окраску индикаторов. Нерастворимые основания этими свойствами не обладают.


Классификация оснований


Признак классификации

Группы оснований

Примеры


Наличие кислорода

Кислородсодержащие

КОН


Бескислородные

Аммиак, амины


Кислотность

Однокислотные

NaOH

Двухкислотные

Ca(OH)2

Трёхкислотные

Tl(OH)3


Растворимость в воде

Растворимые

NaOH

Нерастворимые

Cr(OH)2


Степень электролитической диссоциации

Сильные

Щёлочи

Слабые

Нерастворимые основания

Летучесть

Летучие

Аммиак

Нелетучие

Щёлочи, нерастворимые основания


Стабильность

Стабильные

NaOH

Нестабильные

Аммиак


Химические свойства оснований.

Взаимодействие с кислотами.

Ba(OH)2 + 2HNO3═ Ba(NO3)2 + 2H2O

Взаимодействуют с кислотными оксидами (характерно для щелочей).

Ca(OH)2 + CO2CaCO3 + H2O

Взаимодействуют с солями.

FeCl3 + 3NaOHFe(OH)3 + 3NaCl

Разложение нерастворимых оснований.

Cu(OH)2CuO + H2O

Основные способы получения оснований.

Щёлочи получают электролизом растворов солей щелочных металлов. Гидроксиды щёлочноземельных металлов получают обжигом их карбонатов с последующим гашением образующихся оксидов водой. В лабораторных условиях щёлочи получают взаимодействием щелочного или щёлочноземельного металла или их оксидов с водой. Малорастворимые основания получают реакцией обмена между растворами щёлочи и соли соответствующего металла.



Контрольные вопросы


  1. Дайте определение понятия «основания», исходя из их состава.

  2. Дайте определение понятия «основания» с точки зрения теории электролитической диссоциации.

  3. На какие группы делят основания?




Практические задания.


1.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: LiLi2OLiOHLi2CO3 CO2

2. В 120 мл воды растворили 48 г гидроксида натрия, содержащего 5% примесей. Найдите массовую долю щёлочи в полученном растворе.

3. При взаимодействии 585 г 20% раствора хлорида аммония с необходимым количеством гидроксида кальция было получено 33,6 л аммиака (н.у.). Рассчитайте выход продукта реакции в процентах от теоретически возможного.

4. Найдите массу осадка, выпавшего при добавлении к 160 г 2% раствора сульфата меди (II) необходимого количества раствора гидроксида натрия. Какое количество вещества гидроксида натрия вступило в реакцию?.






Тема 16. «Соли»


План


  1. Физические свойства.

  2. Классификация солей.

  3. Химические свойства солей.

  4. Основные способы получения солей.

  5. Отдельные представители солей.


Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла или аммония) и анионы кислотного остатка.

Из всех неорганических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твёрдые вещества ионного строения, которые отличаются друг от друга по цвету и растворимости. Различают средние, кислые и основные соли.

Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Как правило это хорошо растворимые в воде соединения.

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Почти все основные соли в воде нерастворимы.

Химические свойства: взаимодействуют с кислотами, со щелочами, с металлами, с солями.

Fe + CuSO4 ═ FeSO4 + Cu

Cu + 2AgNO3 ═ Cu(NO3)2 + 2Ag

BaCl2 + Na2SO4BaSO4 + 2NaCl

Основные способы получения солей.

  1. Взаимодействие кислот с металлами:

Zn + 2HCl ═ ZnCl2 + H2

  1. Взаимодействие кислот с оксидами металлов:

CuO + H2SO4 ═ CuSO4 + H2O

  1. Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов:

NaOH + HCl ═ NaCl + H2O

  1. Взаимодействие кислот с солями:

H2SO4 + BaCl2 ═ BaSO4 + 2HCl

  1. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 ═ CaCO3 + H2O

  1. Взаимодействие щелочей с солями:

2NaOH + CuSO4 ═ Na2SO4 + Cu(OH)2

  1. Взаимодействие солей с металлами:

CuSO4 + Fe ═ FeSO4 + Cu

  1. Взаимодействие солей с другими солями:

CaCl2 + Na2CO3 ═ CaCO3 + 2NaCl

  1. Взаимодействие основных оксидов с кислотами:

MgO + SO3 ═ MgSO4

  1. Взаимодействие металла с неметаллом:

Fe + S ═ FeS

Отдельные представители солей: хлорид натрия, карбонат кальция, фосфат кальция.



Контрольные вопросы


  1. Дайте определение понятия «соли», исходя из их состава.

  2. Дайте определение понятия «соли» с точки зрения теории электролитической диссоциации.

  3. На какие группы делят соли?

Практические задания.


1. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения всех реакций, с помощью которых можно получить сульфат цинка.

2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: CCO2MgCO3Mg(HCO3)2MgCO3MgOMg(NO3)2Mg(OH)2MgO





Тема 17. «Генетическая связь между классами

неорганических и органических веществ»



План


  1. Генетическая связь.

  2. Генетический ряд.


Единство и многообразие химических веществ, вовлечённых в бесконечный процесс превращений, наиболее ярко проявляется в генетической связи веществ, которая отражается в так называемых генетических рядах. Наиболее характерные признаки генетических рядов:

  1. Все вещества генетического ряда должны быть образованы одним химическим элементом.

  2. Вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, должны принадлежать к разным классам.

  3. Вещества, образующие генетический ряд одного химического элемента, должны быть связаны взаимопревращениями. По этому признаку можно различать полные и неполные генетические ряды.

Т.о. генетическим называют ряд веществ – представителей разных классов, являющихся соединениями одного химического элемента, связанных взаимопревращениями и отражающих общность происхождения этих веществ, т.е. их генезис.

Генетическая связь – понятие более общее, чем генетический ряд, который является частным проявлением этой связи, и которая реализуется при любых взаимных превращениях веществ.

Для характеристики генетической связи неорганических веществ рассмотрим две разновидности генетических рядов:

  • генетический ряд металла;

  • генетический ряд неметалла.


CuCuOCuSO4Cu(OH)2CuOCu


PP2O5H3PO4Ca3(PO4)2P


В органической химии также следует различать более общее понятие – «генетическая связь» и более частное понятие – «генетический ряд».

Если основу генетического ряда в неорганической химии составляют вещества, образованные одним химическим элементом, то основу генетического ряда в органической химии составляют соединения с одинаковым числом атомов углерода в молекуле.


С2Н6 → С2Н4 → С2Н5ОН → СН3СОН → СН3СООН → СН2ClCOOHNH2CH2COOH → (-NHCH2CO-)n




Контрольные вопросы


  1. Что такое генетический ряд?

  2. Что такое генетическая связь?



Практические задания.


1. Составление генетических рядов металлов, неметаллов, органических соединений и запись уравнений реакций, с помощью которых можно осуществить эти превращения.

2. Решение задач на процентную концентрацию и определение массовой доли, на примеси, на выход.




















Литература


Основная

  1. Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Химия, М., «Академия», 2013

  2. Рабухин А. И., Савельев В. Г. Физическая химия тугоплавких неметаллических и силикатных соединений, М.: ИНФРА-М, 2009

  3. Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева Н.М. – М., 2007.



Дополнительная

  1. Саенко О.Е. Аналитическая химия, Ростов-на-Дону «Феникс», 2009

  2. Горбунцова С. В., Муллоярова Э. А. Физическая и коллоидная химия, М. : ИНФРА-М, Альфа-М, 2006

  3. Титова И.М. Химия и искусство. – М., 2007.

  4. Титова И.М. Химия и искусство: организатор-практикум для учащихся 10–11 классов общеобразовательных учреждений. – М., 2007.

  5. http://www.twirpx.com/file/270381/

  6. http://www.kpnemo.ws/ebook/2011/10/20/himiya_pischi/

  7. http://www.docme.ru/doc/29291/himiya-v-pishhe

  8. http://bio-x.ru/books/himiya-pishchi


34


Конспект лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия»
  • Химия
Описание:

Конспект лекций составлен в соответствии с рабочей программой по учебной дисциплине «Общая и неорганическая химия» для студентов ССУЗ. В пособии освещаются вопросы по строению атома в соответствии с положением элемента в периодической системе, рассматриваются виды связи, даётся представление о дисперсных системах, рассматривается роль воды в электролитической диссоциации растворов, рассматриваются виды реакций и факторы, влияющие на скорость реакции. Даётся представление о металлах и неметаллах. Приводится классификация неорганических соединений и их свойства в свете теории электролитической диссоциации.

 

   Каждая тема начинается с плана, затем даётся краткая характеристика темы, а в конце приводятся контрольные  вопросы и практические упражнения для повторения и закрепления  изученного материала, что позволяет выделить главное и проверить качество усвоения материала.

Автор Подрезова Ирина Григорьевна
Дата добавления 24.12.2014
Раздел Химия
Подраздел
Просмотров 1242
Номер материала 11688
Скачать свидетельство о публикации

Оставьте свой комментарий:

Введите символы, которые изображены на картинке:

Получить новый код
* Обязательные для заполнения.


Комментарии:

↓ Показать еще коментарии ↓