Презентация на тему Неорганическая химия

«Неорганическая химия» подготовлен в рамках реализации в 2007 г. программы развития ФГОУ

ВПО «Сибирский федеральный университет» на 2007–2010 гг. по разделу «Модернизация образовательного процесса».

Рецензенты:
Красноярский краевой фонд науки;
Экспертная комиссия СФУ по подготовке учебно-методических комплексов дисциплин

Н52 Неорганическая химия. Презентационные материалы. Версия 1.0 [Электронный ресурс] : наглядное пособие / С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова и др. – Электрон. дан. (6 Мб). – Красноярск : ИПК СФУ, 2008. – (Неорганическая химия : УМКД № 265-2007 / рук. творч. коллектива С. Д. Кирик). – 1 электрон. опт. диск (DVD). – Систем. требования : Intel Pentium (или аналогичный процессор других производителей) 1 ГГц ; 512 Мб оперативной памяти ; 6 Мб свободного дискового пространства ; привод DVD ; операционная система Microsoft Windows 2000 SP 4 / XP SP 2 / Vista (32 бит) ; Microsoft PowerPoint 2003 или выше.
ISBN 978-5-7638-1497-2 (комплекса)
ISBN 978-5-7638-1498-9 (пособия)
Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802707 от 22.12.2008 г. (комплекса)
Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802736 от 20.12.2008 г. (пособия)

Настоящее издание является частью электронного учебно-методического комплекса по дисциплине «Неорганическая химия», включающего учебную программу, курс лекций, лабораторный практикум, методические указания по самостоятельной работе, контрольно-измерительные материалы «Неорганическая химия. Банк тестовых заданий».
Представлена презентация (в виде слайдов) теоретического курса «Неорганическая химия».
Предназначено для студентов направлений подготовки бакалавров 150100.62 «Металлургия», 280200.62 «Защита окружающей среды» укрупненных групп 150000 «Металлургия, машиностроение, металлообработка», 280000 «Безопасность жизнедеятельности, природообустройство и защита окружающей среды».

© Сибирский федеральный университет, 2008

Рекомендовано к изданию Инновационно-методическим управлением СФУ

Разработка и оформление электронного образовательного ресурса: Центр технологий электронного обучения информационно-аналитического департамента СФУ; лаборатория по разработке мультимедийных электронных образовательных ресурсов при КрЦНИТ

Содержимое ресурса охраняется законом об авторском праве. Несанкционированное копирование и использование данного продукта запрещается. Встречающиеся названия программного обеспечения, изделий, устройств или систем могут являться зарегистрированными товарными знаками тех или иных фирм.

Подп. к использованию 01.09.2008
Объем 6 Мб
Красноярск: СФУ, 660041, Красноярск, пр. Свободный, 79

1. Общие закономерности химических процессов
Раздел 2. Строение атома

и периодическая система
Раздел 3. Химическая связь
Раздел 4. Растворы и дисперсные системы
Модуль 2. Химия элементов и их соединений
Раздел 6. Общая характеристика химических элементов
Модуль 3. Химическая идентификация и анализ вещества

у студентов химического мышления путем освоения основных закономерностей и

общих методов химии как науки для решения различных химических проблем.
Формирование творческих способностей будущих специалистов-бакалавров с помощью предметного содержания обучения и соответствующей организацией познавательной деятельности по его усвоению (лабораторный практикум, решение задач, как лабораторно-практического, так и теоретического направления).
Овладение студентами теоретических основ и навыков современных химических и физико-химических методов, применяемых в аналитических лабораториях предприятий и научно-исследовательских институтах цветной металлургии.

цветных, редких и благородных металлов.
Использовать общие закономерности протекания химических реакций,

современное представление о строении атома, положения элементов в периодической системе и теорию химической связи.
Научить прогнозировать и определять свойства соединений и направление химической реакции.
Осуществлять анализ свойств неорганических веществ, исходя из строения атома элемента и положения его в периодической системе Д. И. Менделеева.

Задачи курса

и технология пиро-,
гидро-, электрометаллургии
Межпредметная связь

Неорганическая химия

для вузов / Под науч. ред. Г. М. Курдюмова

– М. : МИСИС, 2004. – 512с.
2. Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия / Н. С. Ахметов. – М. : Высш. шк., 2001. – 743с.
3. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 2002. – 780с.
4. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. школа, 2002. – 558с.
5. Понамарев, В. Д. Аналитическая химия (в двух частях). Ч. 1. Теоретические основы. Качественный анализ – М. : Высш. шк., 1982 – 288с.
6. Основы аналитической химии в 2-х кн., Книга 2. Методы химического анализа: учеб. для вузов под ред. А. Ю. Золотова. 2-е изд., перераб. и доп. – М. : Высш. шк., 1999 – 494с.

Библиографический список

Энергия Энергия

Изолированная
система

Закрытая
система

Открытая
система

Вещества Вещества Вещества

СИСТЕМА

Внешняя среда

0
dU = δQ – δA
Изменение внутренней энергии системы (dU)

равно количеству теплоты (δQ), перешедшей от системы к внешней среде (или наоборот), за вычетом всех видов работ (δА), совершенных системой над внешней средой (или наоборот).

Первый закон термодинамики

вида и состояния исходного вещества и конечных продуктов, но

не зависит от пути перехода.

Следствие: тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения (продуктами), и теплотами образования всех веществ в левой части (реагентами), взятых со стехиометрическими коэффициентами (для теплоты сгорания – наоборот!).

графита

нуле равна нулю.
Планк (1911 г.)

ΔH

ΔS>0 возможен при высоких Т
4 – ΔH<0, ΔS>0 самопроизвольно протекает

Ств. + О2(г) = 2СО(г)

3О2(г) = 2О3(г)

2Сu2Oтв. = 4Сu(т) + О2(г)

2NO2(г) = N2О4(г)

Изменение энергии Гиббса в зависимости от температуры

веществ
Концентрация
Температура
Давление
Катализатор
Гетерогенные
Гомогенные
Молекулярность
Порядок реакции
Закон действия масс
Закон

Вант-Гоффа
Теория активированного комплекса

Химическая кинетика

сС + dD +….
 
2CO(г)+О2(г)= О2(г)
Закон действующих масс

реакции от температуры

с

образованием активированного комплекса

А + В
начальное
(исходные вещества)

[А…В]#
переходное
(активированный комплекс)

АВ
конечное
(продукты реакции)

вещества, ухудшающие действие катализаторов.
Ингибиторы – вещества, уменьшающие скорость реакции.

N2O4
Химическое равновесие в гомогенных системах

возникают процессы,
стремящиеся ослабить это
воздействие.
Анри-Луи Ле-Шателье
(1850–1936 )
Смещение химического равновесия

hv
Модель Бора













Модель Зоммерфельда

n = 3


n = 2

0

0
2 0,1 0; –1,0,+1

3
2
1
0

1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s и т. д.

Многоэлектронные атомы

Подуровень

из анализа видов спектров:
s – «резкая, отчетливая» (sharp);
p – «главная»(principal);
d – «диффузная, размытая» (diffuse);
f – «основная» (fundamental);
g – следующий за «f».

Формы электронных орбиталей

…, ∞
Энергия (Е) уровня. Среднее расстояние (r)

от ядра

n = ∞ ― отсутствие взаимодействия с ядром,
Е = 0

Орбитальное (l)

0, 1, …, (n – 1)
всего n значение для данного n

Орбитальный момент количества движения – расположение орбитали в пространстве

Обычно используют буквенные символы:
L: 0 1 2 3 4
s p d f g

Магнитное (ml)

– l, …,0,…, l
всего 2l + 1
значение
для данного l

Ориентация собственного магнитного момента

При помещении в магнитное поле орбитали с различными m1 имеют разную энергию

Спиновое (ms)

±½
не зависит от свойств орбитали

Проекция собственного момента количества движения

Обозначают ↑ и ↓

Уравнение Шредингера

Квантовые числа

Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HСlO4
+2
+3
+6

– основный
– амфотерный
– кислотный
CrO

Cr(OH)2
Cr2O3 Cr(OH)3 H3CrO3
CrO3 H2CrO4

Кислотно-основные свойства соединений химических элементов

Br2 I2
F −
Cl −
Br −
I−
Sn2+ Pb2+
VIA
S+6
Se+6
VA
As+5 Sb+5
Bi+5
IVA
Sn+4
Pb+4

Окислительно-восстановительные свойства соединений

элементов

Химическая связь
Ионная
Ковалентная
Металлическая
Полярная
2 > Δχ > 0,5
Неполярная
0,4 > Δχ >

0

Межмолекулярное взаимодействие

Основные типы химической связи

водорода


Отталкивание
←Н
dнн
Притяжение
2
0
Е
dсв
Н→
1
Изменение энергии в молекуле водорода

связи

…Эσ– — Нσ+ …

системы

эквивалента вещества Х
Фактор эквивалентности
Концентрация растворов
Молярная концентрация эквивалента

закон Рауля.

Схема возникновения осмоса:
1 – полупроницаемая перегородка;

2 – начальный уровень растворов I и II (СII > CI); 3 – равновесный уровень растворов.

Вант-Гофф
Осмотическое давление

Коллигативные свойства

Давление пара над раствором

Е – эбулиоскопическая;
К – криоскопическая постоянная растворителя;
Cm – моляльная концентрация раствора.

солей в органических растворителях.
Электролиты

и ионных кристаллов (б):
I – сольватация; II – ионизация; III – диссоциация.

Диссоциация солей с ионной связью:

средней KCl → K+ + Cl−;

Диссоциация полярных молекул:

HCl → H+ + Cl−.

СH3CОOН ⮀ H+ + СH3CОО−.

Слабый электролит:

кислой KHSO3 → K+ + HSO3−;

основной CuOHNO3 → CuOH+ + NO3−.

Теория электролитической диссоциации

электролитов в воде
Гидроксиды щелочных и
щелочноземельных металлов:
от LiОН

к CsОН, Ba(ОН)2

H2SO4,HNO3,HClО3,
НClO4

Кислоты

Основания

Соли

Водный раствор аммиака, нерастворимые, амфотерные: Mg(OH)2, Be(OH)2.

HF, H2S, HCN,

H2SO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, H3PO3, H2SiO3, CH3COOH

Некоторых металлов:
HgCl2,
CdJ2,
Fe(CNS)3

МЕТИЛ ОРАНЖ –
Добавляем CH3COONa
CH3COOH
CH3COO _ + H+
CH3COONa
CH3COO _

+ Na+

цвет красный.

H2O

Смещение равновесия слабого электролита

Закон разбавления Оствальда:
Зависимости Кд некоторых слабых
электролитов в водных

растворах
от температуры

H3PO4 ⮀ Η+ + H2PO4−, К1= 7,1·10 – 3, α = 27 %;
H2PO4− ⮀ Η+ + HPO42−, К2= 6.2·10 – 8, α = 0,15 %;
HPO42− ⮀ Η+ + PO43−, К3 = 5.0·10 –13, α = 0,005 %.

Диссоциация:

Растворы слабых электролитов

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Бесцветный

(водн.)
кисл.1 основ.2 кисл.2

основ.2

Кислота

Основание

– Протон Н+

Н+

NaOH(т.) + H2O(ж.) → Na+(вод.) + OH−(вод.)

OH− (вод.) + H3O+(водн.) → 2 H2O(ж)

Кислота – донор катионов водорода:
НСl⮀ H+ + Сl−
NH4+ ⮀ H+ + NH3
НCO3− ⮀ H+ + CO32−.

Основание – акцептор катионов водорода:
NH3 + H+ ⮀ NH4+ ,
АlОН2+ + H+ ⮀Аl3++ H2О,
PO43− + H+ ⮀ НPO42−.

Протолитическая теория кислот и оснований

↓ + 2NaCl
Выделяются
газообразные вещества
Na2S+ 2HCl =

H2S↑ + 2NaCl

Образуется
слабый электролит

2CH3COOK + H2SO4 = 2CH3COOH + K2SO4

Образуются
комплексные соединения

Hg(NO3)2 + 4KJ = K2[HgJ4] +2KNO3

Ионнообменные реакции

Н2O
NН4Cl
+
HOH
NH4OH
+
H+
⮀
Cl−
NH4OH?
+
HCl
NH4+
Среда

кислая
pH<7

Катион однозаряден:

Катион многозаряден:

AlCl3 + H2O = AlOHCl2 + HCl

Al+3 +

H+

OH_

(AlOH)2+ + H+

2Cl _

Cl _

Среда
кислая
pH<7

Гидроксохлорид алюминия

Гидролиз по катиону

+ Н2O НСN +

NaOH

CN–

+

НOН

НСN

+

OН−

↔

Среда щелочная
pH>7

Na+

Однозарядный анион :

Na2SO3 + H2O =

NaHSO3 + NaOH

SO32 _ +

H+

OH−

(HSO3)_ + OH_

Среда щелочная
pH>7

2Na+

Гидросульфит натрия

Многозарядный анион:

Гидролиз по аниону

НСN + NН4OН−

CN–
+
НOН
НСN
+
NН4OН−
⮀
Однозарядный катион и

анион :

NН4 +

(NН4)2СО3 + Н2О ⮀ NH4ОН + NH4НСО3,
NH4+ + СО32− + HОН ⮀ NH4OH + НСО3−.

Однозарядный катион и многозарядный анион :

Многозарядный катион и однозарядный анион :

Zn(NO2) 2 + Н2О ⮀ ZnОНNO2 + НNO2,
Zn2+ + NO2− + HОН ⮀ ZnОН+ + HNО2.

Гидролиз по катиону и аниону

↑+ 6NaCl

Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ +

3H2S ↑+ Na2SO4

2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O → Cu2(OH)2CO3↓ + 4NaNO3 + CO2↑

Реакции обмена, сопровождающиеся гидролизом

пары «окислитель-восстановитель» – O1, В1 и O2, В2 .

Хотя

окисление без восстановления невозможно, сами процессы можно записать раздельно.

Окислительно-восстановительные реакции

+2е→2О-2
2О– -2е→ О20
Na2S–2
О20
Na2S+6O4
S+4 +6e → S–2
S+4

+4e → S0

S+4 – 2e → S+6

Элементы в промежуточной степени окисления

+ 4H2S+6O4 → 3I20+S0 +3K2SO4+4H2O
Межмолекулярные
Внутримолекулярные
(N–3H4)2Cr2+6O7 (t0) →

N20 + Cr2+3O3 + 4H2O

2NaN+5O3–2 → 2NaN+3O2 + O20

KCl+5O3–2 → 2KCl– + 3O20

Диспропорционирование

4KCl+5O3→KCl−+3KCl+7O4

Cl20 + 2KOH → KCl− +KCl+1O +H2O

4Na2S+4O3 → Na2S−2 + 3Na2S+6O4

Типы ОВР

MnSO4+ Na2SO4 + K2SO4 + H2O
5
3
2
5
3
2 KMnO4

+ 5Na2SO3+ H2O = 2MnO2+ 3 Na2SO4 + 2KOH

2 KMnO4 + Na2SO3+ 2КOH = 2 K2MnO4+ Na2SO4 + H2O

Перманганат калия

[O2–] + 2H+ = H2O;
б) щелочная и нейтральная среды [O2–] + H2O = 2OH–.

[O2–]исх.в-в < [O2–]кон.в-в
а) кислая и нейтральная среды Н2О = [О2–] + 2Н+;
б) щелочная среда 2ОН– = [О2-] + Н2О.

Ионно-электронный метод

Восстановление Равновесный потенциал
Электродные процессы

расстояние от
поверхности металла
Два случая формирования
потенциала: а

– активный металл,
отрицательный потенциал;
б – малоактивный металл,
положительный потенциал

Двойной электрический слой

а)

б)

− 0,76
K: Cu2+ + 2e− →Cu0 ϕ0 = +0,34
Zn0

+ Cu2+ → Zn2+ + Cu0

Анод

–

+

окисление

восстанов-ление

Е0= ϕ0К – ϕ0А
Е0Cu-Zn= 0,34 – (–0,76)=1,1В.

Катод

Процессы на аноде и катоде

Н2

О2 + 4Н+ + 4ē → 2Н2О

Водородная деполяризация

Кислородная деполяризация

Нейтральная среда: O2+2H2O+4ē =4OH−

Fe(OH)2+O2→Fe(OH)3→FeOOH + H2O

Коррозия металлов

изделий
Метод протектора
Катодная защита
Анодная защита
Защита от коррозии

+ е−⭢ Na 2
Анод: 2Cl− −

2е−⭢ Cl2 1

2Na+ +2Cl− ⭢2 Na + Cl2

А
Н
О
Д

К
А
Т
О
Д

Na+

Na+

Электролиз расплава

Диссоциация: Na2SO4 →2 Na+ +

SO42−

аноде (+) : SO42−, Н2О:

2

1

6Н2О = 2Н2 + 4ОН− + O2 + 4Н+

4 NaОН + 2Н2 + O2 + 2Н2SO4

Продукты на катоде: Н2 , NaОН;

на аноде: O2 , Н2SO4.

Электролиз

Процессы, протекающие

Общее уравнение
электролиза

2

6

восстановление

окисление

Катод(–) Анод (+)

2Н2О + 2e− = Н20 + 2ОН−;

2Н2О − 4e− = О20 + 4Н+.

Инертные электроды

Схема электролиза раствора

+ 2e− = Н20 + 2ОН−;


NiSO4 + H2O →

Диссоциация: NiSO4 → Ni2+ + SO42−

на катоде (–) : Ni2+ , Н2О:

аноде (+) : SO42−, Н2О:

1

1

Ni + 4Н2О = Ni + Н2 + 2ОН− + O2 + 4 Н+

Ni + Н2 + O2 + Н2SO4

Продукты на катоде: Ni, Н2;

на аноде: O2 , H2SO4.

Электролиз

Процессы, протекающие

Общее уравнение
электролиза

2 H2O

восстановление

окисление

Катод(–) Анод (+)

2Н2О − 4e− = О20 + 4Н+.

2 Н2O 2H+

Инертные электроды

Схема электролиза раствора

подвергшегося превращению вещества;
Э – эквивалентная масса вещества;
I – сила

тока, А;
t – время, с;
F – постоянная Фарадея: 96500 Кл/моль.
При превращении одного моля эквивалентов вещества на электроде через него проходит 96500 Кл (А·с).

Законы Фарадея

металлических свойств.
Увеличение
радиуса атомов


Уменьшение:
сродства к электрону;
окислительной активности
Изменение свойств

неметаллов

+3

+5
H3PO3 – H3PO4 – H4P2O7
фосфористая фосфорная дифосфорная

+4 +6
H2SO3 – H2SO4 – H2S2O3
сернистая серная тиосерная

+ +3 +5 +7
HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4
хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

Усиление кислотных свойств

и диамагнитных комплексных

ионов Ni+2

Комплексные соединения Ni+2

в комплексе [Co(NH3)6]3+
Теория кристаллического

поля

б

в

Кристаллические решетки металлов:
а – кубическая объемно центрированная;
б – кубическая гранецентрированная;
в – гексагональная

в одновалентном металле

зона проводимости
Образование энергетических зон в кристалле диэлектрика на примере

алмаза

подгруппах s- и d- элементов

– KCl, CaF2.
Сульфиды – MnS, Al2S3.
Гидриды – LiH, CaH2.
Нитриды

– Na3N, AlN.
Карбиды – Be2C, CaC2.
Фосфиды – Ca3P2, Na3P.
Бориды – AlB, Mg3B2.
Силициды – Mg2Si, Al4Si3.

Активные Ме = нитрат + NH3 (NH4NO3) +

H2O
HNO3( разб.) + ср.акт. Ме = нитрат + N2 (N2O, N2O3, HNO2) + H2O
Малоакт. Ме = нитрат + NO + H2O

NO3– +10 H+ + 8ē = NH4+ + 3H2O E° = 0,87 В;
NO3– +4 H+ + 3ē = NO + 2H2O E° = 0,96 В;
2NO3– +10 H+ + 8ē = N2O + 5 H2O E° = 1,12 В;
2NO3– +12 H+ + 10ē = N2 + 6 H2O E° = 1,25 В;

Актив. Ме = сульфат + H2S + H2O
H2SO4(k)

+ Ср.акт. Ме = сульфат + S + H2O
Мал.акт. Ме = сульфат + SO2 + H2O


SO42– + 10H+ +8ē = H2S + 4 H2O E° = 0,31 B;
SO42– + 4H+ +2ē = SO2 + 2 H2O E° = 0,31 B;
SO42– + 8H+ +6ē = S + 4 H2O E° = 0,15 B.

Концентрированная серная кислота

– куприт
SnO2 – касситерит
MnO2 – пиролюзит
Сульфидные
PbS – гaленит
FeAsS –

арсенопирит
FeS2 – пирит
MoS2 – молибденит
СuFeS2 – халькопирит

4 [Au(CN)2]– + 4OH–
Au + 2CN– - 1 ē

= [Au(CN)2]– 4
O2 + 2H2O + 4ē = 4OH; 1

Гидрометаллургический метод получения золота

4Au + O2 + 8NaCN + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH;

2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Au

Rb Cs Fr
Rа, нм 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280
Еион 899 738 590 549 503 509

кДж/моль
Э+ → Э2 +

Be Mg Ca Sr Ba Ra
Rа, нм 0,133 0,160 0,197 0,215 0,221 0,235

нм – нанометр (1 нм = 10–9 м)

Уменьшение энергии ионизации, Еион
Увеличение восстановительной активности

Увеличение радиуса атомов

Физико-химические характеристики S-металлов

– карналлит
NaCl – галит
Na2SO4·10H2O – мирабилит
II А

подгруппа
CaF2 – флюорит
CaCO3 – кальцит
MgCO3 – магнезит
MgCO3·CaCO3 – доломит
CaSO4·2H2O – гипс
BaSO4 – барит
SrSO4 – целестин

земной коре, %
2,2
1,9
1,53
0,86
0,97
0,53
Плотность, г/см3
23,0
28,0
39,0
63,6
97,8
179,0
t пл., 0C
Fr
Cs
Rb
K
Na
Li
Металл

⋅10–2
2,96
2,40
6 ⋅10–4
Содержание в земной коре,

%

6,00

3,76

2,63

1,54

1,74

1,85

Плотность, г/см3

700

710

757

851

651

1284

t пл., °C

Ra

Ba

Sr

Ca

Mg

Be

Металл

с

простыми веществами

с простыми веществами

– стронцианит; CaCO3 · MgCO3- доломит.

Сульфаты: BaSO4 – барит

CaSO4 · 2H2O – гипс; Na2SO4· 10H2O – мирабилит.

Галиды: KCl – сильвин; NaCl · KCl – сильвинит;
KCl · MgCl2 · H2O – карналлит;
3NaF· AlF3 – криолит.

Силикаты и алюмосиликаты:
ZrSiO4 – циркон; 3BeO· Al2O3· 6SiO2 – берилл;
Na2O (K2O) · Al2O3 · 2SiO2 – нефелин.

Полиметаллическиее руды:
FeTiO3 – ильменит (титанат);
CaWO4 – шеелит (вольфрамат); PbCrO4 – кроксит (хромат) и др.

и анализ вещества

получения аналитического сигнала

в качественном анализе

диметилглиоксим
в аммиачном буферном растворе
для обнаружения
Co(II), Ni(II), Fe(II))
Групповые
(Например, HCl для

отделения Ag (I), Hg(I),
Pb(II))