Неорганическая химия Скачать
презентацию
<<  Производство неорганических веществ Современная неорганическая химия  >>
Красноярск, 2008
Красноярск, 2008
Типы систем
Типы систем
Закон Гесса
Закон Гесса
Закон Гесса
Закон Гесса
Энтальпийная диаграмма окисления графита
Энтальпийная диаграмма окисления графита
Самопроизвольные процессы
Самопроизвольные процессы
Направление процессов
Направление процессов
Третий закон термодинамики
Третий закон термодинамики
Изменение энергии Гиббса в зависимости от температуры
Изменение энергии Гиббса в зависимости от температуры
Зависимость скорости реакции от температуры
Зависимость скорости реакции от температуры
Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного
Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного
Графит и алмаз
Графит и алмаз
Графит и алмаз
Графит и алмаз
Катализ
Катализ
2NO2 ? N2O4
2NO2 ? N2O4
Смещение химического равновесия
Смещение химического равновесия
Фазовая диаграмма воды
Фазовая диаграмма воды
Формы электронных орбиталей
Формы электронных орбиталей
Энергетические уровни водородоподобного атома
Энергетические уровни водородоподобного атома
Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z
Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z
Изменение потенциала ионизации
Изменение потенциала ионизации
Электроотрицательность элементов
Электроотрицательность элементов
Механизмы образования ковалентной связи
Механизмы образования ковалентной связи
Механизмы образования ковалентной связи
Механизмы образования ковалентной связи
Механизмы образования ковалентной связи
Механизмы образования ковалентной связи
Механизмы образования ковалентной связи
Механизмы образования ковалентной связи
Насыщаемость ковалентной связи
Насыщаемость ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
Типы гибридизаций АО
Типы гибридизаций АО
C
C
Примеры молекул
Примеры молекул
Примеры молекул
Примеры молекул
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей
Молекула кислорода ММО
Молекула кислорода ММО
Ионная связь
Ионная связь
Ионная связь
Ионная связь
Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
Кривые растворимости
Кривые растворимости
Тепловые эффекты растворения
Тепловые эффекты растворения
Коллигативные свойства
Коллигативные свойства
Электролиты
Электролиты
Теория электролитической диссоциации
Теория электролитической диссоциации
Растворы слабых электролитов
Растворы слабых электролитов
Индикаторы
Индикаторы
Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции
Двойной электрический слой
Двойной электрический слой
Коррозия металлов
Коррозия металлов
Протекторная защита
Протекторная защита
I·t·э F
I·t·э F
Кристаллические решетки металлов
Кристаллические решетки металлов
Образование энергетических зон в одновалентном металле
Образование энергетических зон в одновалентном металле
Образование энергетических зон в кристалле диэлектрика на примере
Образование энергетических зон в кристалле диэлектрика на примере
Взаимодействие элементов ІА-группы с простыми веществами
Взаимодействие элементов ІА-группы с простыми веществами
Фото из презентации «Неорганическая химия» к уроку химии на тему «Неорганическая химия»

Автор: вова. Чтобы познакомиться с фотографией в полном размере, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все фотографии на уроке химии, скачайте бесплатно презентацию «Неорганическая химия» со всеми фотографиями в zip-архиве размером 3247 КБ.

Скачать презентацию

Неорганическая химия

содержание презентации «Неорганическая химия»
Сл Текст Эф Сл Текст Эф
1Красноярск, 2008.0 68электролитической диссоциации полярных молекул (а) и0
2Неорганическая химия.0 ионных кристаллов (б): I – сольватация; II – ионизация;
3УДК 540 ББК 24.1 Н52 Авторы: С. Д. Кирик, Г. А.0 III – диссоциация.
Королева, Н. М. Вострикова, Н. Н. Головнев, С. В. 69Классификация электролитов в воде. Cильные. Слабые.0
Сайкова Электронный учебно-методический комплекс по Соли. Основания. Кислоты. Гидроксиды щелочных и
дисциплине «Неорганическая химия» подготовлен в рамках щелочноземельных металлов: от LiОН к CsОН, Ba(ОН)2.
реализации в 2007 г. программы развития ФГОУ ВПО Практически все. HCl, HBr, HJ. H2so4,hno3,hclо3, нclo4.
«Сибирский федеральный университет» на 2007–2010 гг. по Соли. Основания. Кислоты. Водный раствор аммиака,
разделу «Модернизация образовательного процесса». нерастворимые, амфотерные: Mg(OH)2, Be(OH)2. HF, H2S,
Рецензенты: Красноярский краевой фонд науки; Экспертная HCN, Некоторых металлов: HgCl2, CdJ2, Fe(CNS)3. H2SO3,
комиссия СФУ по подготовке учебно-методических HNO2, H2CO3, H3PO4, H3PO3, H2SiO3, CH3COOH.
комплексов дисциплин Н52 Неорганическая химия. 70Смещение равновесия слабого электролита. CH3COOH.17
Презентационные материалы. Версия 1.0 [Электронный CH3COO _ + H+. CH3COONa. CH3COO _ + Na+. В пробирку с
ресурс] : наглядное пособие / С. Д. Кирик, Г. А. водой добавляем CH3COOH + МЕТИЛ ОРАНЖ –. Цвет красный.
Королева, Н. М. Вострикова и др. – Электрон. дан. (6 Добавляем CH3COONa. H2O.
Мб). – Красноярск : ИПК СФУ, 2008. – (Неорганическая 71Растворы слабых электролитов. Диссоциация: H3po4 ?0
химия : УМКД № 265-2007 / рук. творч. коллектива С. Д. ?? ? h2po4?, к1= 7,1·10 – 3, ? = 27 %; h2po4? ? ?? ?
Кирик). – 1 электрон. опт. диск (DVD). – Систем. hpo4??, к2= 6.2·10 – 8, ? = 0,15 %; hpo42? ? ?? ?
требования : Intel Pentium (или аналогичный процессор po43?, к3 = 5.0·10 –13, ? = 0,005 %. Константа
других производителей) 1 ГГц ; 512 Мб оперативной равновесия: Закон разбавления Оствальда: Сн3соон ? н+ +
памяти ; 6 Мб свободного дискового пространства ; сн3соо? Зависимости Кд некоторых слабых электролитов в
привод DVD ; операционная система Microsoft Windows водных растворах от температуры.
2000 SP 4 / XP SP 2 / Vista (32 бит) ; Microsoft 72Индикаторы. рН < 7. рН > 7. Красный.0
PowerPoint 2003 или выше. ISBN 978-5-7638-1497-2 Фиолетовый. Синий. Лакмус. Малиновый. Фенолфталеин.
(комплекса) ISBN 978-5-7638-1498-9 (пособия) Номер гос. Бесцветный. Бесцветный. Розовый. Оранжевый. Желтый.
регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320802707 от Метилоранж. 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14.
22.12.2008 г. (комплекса) Номер гос. регистрации в ФГУП 73Протолитическая теория кислот и оснований. – Протон15
НТЦ «Информрегистр» 0320802736 от 20.12.2008 г. Н+. Кислота – донор катионов водорода: НСl? H+ + Сl?
(пособия) Настоящее издание является частью NH4+ ? H+ + NH3 НCO3? ? H+ + CO32?. НСI(г.) + H2О(ж.) ?
электронного учебно-методического комплекса по H3О+(водн.) + СI? (водн.) кисл.1 основ.2 кисл.2
дисциплине «Неорганическая химия», включающего учебную основ.2. Naoh(т.) + H2o(ж.) ? Na+(вод.) + Oh?(вод.).
программу, курс лекций, лабораторный практикум, Основание – акцептор катионов водорода: NH3 + H+ ? NH4+
методические указания по самостоятельной работе, , АlОН2+ + H+ ?Аl3++ H2О, PO43? + H+ ? НPO42?. OH?
контрольно-измерительные материалы «Неорганическая (вод.) + H3o+(водн.) ? 2 h2o(ж). Кислота. Основание.
химия. Банк тестовых заданий». Представлена презентация Н+.
(в виде слайдов) теоретического курса «Неорганическая 74Ионнообменные реакции. Необратимые реакции.9
химия». Предназначено для студентов направлений Образуется осадок (?). Выделяются газообразные
подготовки бакалавров 150100.62 «Металлургия», вещества. Образуется слабый электролит. Образуются
280200.62 «Защита окружающей среды» укрупненных групп комплексные соединения. BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ? +
150000 «Металлургия, машиностроение, металлообработка», 2NaCl. Na2S+ 2HCl = H2S? + 2NaCl. 2CH3COOK + H2SO4 =
280000 «Безопасность жизнедеятельности, 2CH3COOH + K2SO4. Hg(NO3)2 + 4KJ = K2[HgJ4] +2KNO3.
природообустройство и защита окружающей среды». © 75Гидролиз солей. Гидролиз солей. По катиону. По0
Сибирский федеральный университет, 2008 Рекомендовано к аниону. По катиону и аниону. Совместный.
изданию Инновационно-методическим управлением СФУ 76Гидролиз по катиону. NH4+. NH4Cl. ZnCl2. Cu(NO3)2.55
Разработка и оформление электронного образовательного Al2(SO4)3. Zn+2. Cu2+. Al+3. ? AlCl3 + H2O = AlOHCl2 +
ресурса: Центр технологий электронного обучения HCl. H+. (AlOH)2+ + H+. OH_. Al+3 +. Катион
информационно-аналитического департамента СФУ; однозаряден: Nн4cl. + Н2o. NH4OH? +. HCl. Среда кислая
лаборатория по разработке мультимедийных электронных pH<7. NH4+. +. HOH. NH4OH. +. H+. Cl? Катион
образовательных ресурсов при КрЦНИТ Содержимое ресурса многозаряден: Среда кислая pH<7. Cl _. 2Cl _.
охраняется законом об авторском праве. Гидроксохлорид алюминия.
Несанкционированное копирование и использование данного 77Гидролиз по аниону. K3PO4. K2S. Naсn. Na2CO3.48
продукта запрещается. Встречающиеся названия PO43–. CN–. CO32–. S2–. +. ? +. CN–. Однозарядный анион
программного обеспечения, изделий, устройств или систем : Naсn + Н2O НСN + naoh. Нoн. Нсn. Oн? Na+.
могут являться зарегистрированными товарными знаками Многозарядный анион: Na2SO3 + H2O =. NaHSO3 + NaOH. H+.
тех или иных фирм. Подп. к использованию 01.09.2008 OH? (HSO3)_ + OH_. SO32 _ +. 2Na+. Среда щелочная
Объем 6 Мб Красноярск: СФУ, 660041, Красноярск, пр. pH>7. Среда щелочная pH>7. Гидросульфит натрия.
Свободный, 79. 78Гидролиз по катиону и аниону. Nн4сn + н2o нсn +28
4Оглавление. Общие сведения Модуль 1.0 nн4oн? CN–. +. Nн4 +. Нoн. Нсn. ? Nн4oн? +.
Общетеоретические основы неорганической химии Раздел 1. Однозарядный катион и анион : Однозарядный катион и
Общие закономерности химических процессов Раздел 2. многозарядный анион : (Nн4)2со3 + н2о ? nh4он +
Строение атома и периодическая система Раздел 3. nh4нсо3, nh4+ + со32? + hон ? nh4oh + нсо3?.
Химическая связь Раздел 4. Растворы и дисперсные Многозарядный катион и однозарядный анион : Zn(no2) 2 +
системы Модуль 2. Химия элементов и их соединений Н2О ? znонno2 + НNO2, zn2+ + NO2? + HОН ? znон+ + HNО2.
Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 79Реакции обмена, сопровождающиеся гидролизом. 2AlCl30
Модуль 3. Химическая идентификация и анализ вещества. + 3Na2CO3+ 3H2O ? 2Al(OH)3? + 3CO2 ?+ 6NaCl Cr2(SO4)3 +
5Общие сведения.0 3Na2S + 6H2O ? 2Cr(OH)3? + 3H2S ?+ Na2SO4. 2Cu(NO3)2 +
6Цели курса. Развитие компетенций, способствующих0 2Na2CO3 + H2O ? Cu2(OH)2CO3? + 4NaNO3 + CO2?
формированию выпускника нового поколения. Формирование 80Окислительно-восстановительные реакции. В любой0
у студентов химического мышления путем освоения окислительно-восстановительной реакции принимают
основных закономерностей и общих методов химии как участие две сопряженные пары
науки для решения различных химических проблем. «окислитель-восстановитель» – O1, В1 и O2, В2 . Хотя
Формирование творческих способностей будущих окисление без восстановления невозможно, сами процессы
специалистов-бакалавров с помощью предметного можно записать раздельно.
содержания обучения и соответствующей организацией 81Элементы в промежуточной степени окисления. H2+O–2.0
познавательной деятельности по его усвоению 2О– +2е?2О-2. H2+O2–. 2О– -2е? О20. О20. S+4 +6e ? S–2.
(лабораторный практикум, решение задач, как Na2S–2. Na2S+4O3. S0. S+4 +4e ? S0. S+4 – 2e ? S+6.
лабораторно-практического, так и теоретического Na2S+6O4.
направления). Овладение студентами теоретических основ 82Типы ОВР. 2сu0 +O20? 2cu2+o2–. 3H2S?2 +H2S+6O4 ?9
и навыков современных химических и физико-химических 4S0 + 4H2O. 6KI? + 4H2S+6O4 ? 3I20+S0 +3K2SO4+4H2O.
методов, применяемых в аналитических лабораториях (N–3H4)2Cr2+6O7 (t0) ? N20 + Cr2+3O3 + 4H2O. 2NaN+5O3–2
предприятий и научно-исследовательских институтах ? 2NaN+3O2 + O20. Межмолекулярные. Внутримолекулярные.
цветной металлургии. Диспропорционирование. KCl+5O3–2 ? 2KCl– + 3O20.
7Задачи курса. Научить понимать природу химических0 4KCl+5O3?KCl?+3KCl+7O4. Cl20 + 2KOH ? KCl? +KCl+1O
реакций, используемых в металлургии цветных, редких и +H2O. 4Na2S+4O3 ? Na2S?2 + 3Na2S+6O4.
благородных металлов. Использовать общие закономерности 83H+. Mn+2. H2O. MnO2. OH–. K2MnO4. Перманганат16
протекания химических реакций, современное калия. KMnO4. 2KMnO4 + Na2SO3+ H2SO4 = MnSO4+ Na2SO4 +
представление о строении атома, положения элементов в K2SO4 + H2O. 5. 3. 2. 3. 5. 2 KMnO4 + 5Na2SO3+ H2O =
периодической системе и теорию химической связи. 2MnO2+ 3 Na2SO4 + 2KOH. 2 kmno4 + na2so3+ 2КOH = 2
Научить прогнозировать и определять свойства соединений k2mno4+ na2so4 + H2O.
и направление химической реакции. Осуществлять анализ 84Ионно-электронный метод. [O2–]исх.В-в ?0
свойств неорганических веществ, исходя из строения [o2–]кон.В-в а) кислая среда [O2–] + 2H+ = H2O; б)
атома элемента и положения его в периодической системе щелочная и нейтральная среды [O2–] + H2O = 2OH–.
Д. И. Менделеева. [O2–]исх.в-в ? [O2–]кон.в-в а) кислая и нейтральная
8Межпредметная связь. Неорганическая химия. Теория и0 среды Н2О = [О2–] + 2Н+; б) щелочная среда 2ОН– = [О2-]
технология пиро-, гидро-, электрометаллургии. Основы + Н2О.
экологии. Спец. предметы. Общая химия. Физика. 85Электродные процессы. Окисление Восстановление0
Математика. Физическая химия. Аналитическая химия. Равновесный потенциал. 2е? 2е? 2е? Zn2+. Zn2+. Zn.
Физико-химические методы анализа. Zn2+. Zn. Zn. 2е?
9Компоненты курса. Экзамен. Курс. ЛЕКЦИИ, 51 час.0 86Двойной электрический слой. Два случая формирования0
Самостоятельная работа, 95 часов. Лабораторные занятия, потенциала: а – активный металл, отрицательный
34 часа. потенциал; б – малоактивный металл, положительный
10Содержание курса. Неорганическая химия. Модуль 1.0 потенциал. Распределение потенциала в двойном
Модуль 2. Модуль 3. электрическом слое: r – расстояние от поверхности
11Библиографический список. 1. Коржуков, Н. Г.0 металла. А). Б).
Неорганическая химия: учеб. пособие для вузов / Под 87+. –. –. +. –. +. +. –. –. –. +. +. +. –. +. –. +.0
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. +. +. –. 2e–. +. Zn. Cu. Раствор ZnSO4. Раствор CuSO4.
Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, V. KCl. Схема гальванического элемента
2002. – 780с. 4. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Zn0|ZnSO4||CuSO4|Cu0. Солевой мостик.
Коровин. – М. : Высш. школа, 2002. – 558с. 5. 88А: zn0 – 2e? ? zn2+ ?0= ? 0,76 K: cu2+ + 2e? ?cu00
Понамарев, В. Д. Аналитическая химия (в двух частях). ?0 = +0,34. Е0= ?0К – ?0А е0cu-zn= 0,34 – (–0,76)=1,1В.
Ч. 1. Теоретические основы. Качественный анализ – М. : Zn0|ZnSO4||CuSO4|Cu0. Zn0 + Cu2+ ? Zn2+ + Cu0. Анод.
Высш. шк., 1982 – 288с. 6. Основы аналитической химии в Катод. –. +. Окисление. Восстанов-ление. Процессы на
2-х кн., Книга 2. Методы химического анализа: учеб. для аноде и катоде.
вузов под ред. А. Ю. Золотова. 2-е изд., перераб. и 89Коррозия металлов. Водородная деполяризация.0
доп. – М. : Высш. шк., 1999 – 494с. Кислородная деполяризация. Нейтральная среда:
12Модуль 1 Общетеоретические основы неорганической0 O2+2H2O+4? =4OH? Fe(OH)2+O2?Fe(OH)3?FeOOH + H2O.
химии. Электрохимическая коррозия. Кислая среда: 2Н+ + 2 ? =
13Раздел 1 Общие закономерности химических процессов.0 Н2 О2 + 4Н+ + 4? ? 2Н2О.
14Типы систем. Внешняя среда. Система. Энергия22 90Защита от коррозии. Методы защиты.0
Энергия Энергия. Изолированная система. Закрытая Электрохимические. Неэлектрохимические. Легирование
система. Открытая система. Вещества Вещества Вещества. металлов. Метод протектора. Защитные покрытия. Катодная
15dU = ?Q – ?A. Первый закон термодинамики. Энергия0 защита. Анодное. Анодная защита. Катодное. Изменение
изолированной системы постоянна. ?U. Q ? 0. A ? 0. свойств коррозионной среды. Рациональное
Окружающие тела. Изменение внутренней энергии системы конструирование изделий.
(dU) равно количеству теплоты (?Q), перешедшей от 91Протекторная защита.0
системы к внешней среде (или наоборот), за вычетом всех 92К а т о д. А н о д. Электролиз расплава. Na+. Na+.0
видов работ (?А), совершенных системой над внешней NaCl ? Na+ + Cl? Катод: Na+ + е?? Na 2 Анод: 2Cl? ?
средой (или наоборот). Система. 2е?? Cl2 1 2Na+ +2Cl? ?2 Na + Cl2.
16Закон Гесса. Тепловой эффект химических реакций0 93Электролиз водных растворов. Катодные процессы.0
зависит только от вида и состояния исходного вещества и Анодные процессы.
конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. 94Схема электролиза раствора. Na2SO4 + H2O ? 6. 2. 428
Следствие: тепловой эффект реакции равен разности между naон + 2Н2 + O2 + 2Н2SO4. Диссоциация: Na2SO4 ?2 Na+ +
теплотами образования всех веществ, указанных в правой SO42? Катод(–) Анод (+). Процессы, протекающие. 2Н2О +
части уравнения (продуктами), и теплотами образования 2e? = Н20 + 2ОН?; аноде (+) : SO42?, Н2О: 2Н2О ? 4e? =
всех веществ в левой части (реагентами), взятых со О20 + 4Н+. 6н2о = 2н2 + 4он? + o2 + 4н+. Продукты на
стехиометрическими коэффициентами (для теплоты сгорания катоде: Н2 , NaОН; на аноде: O2 , Н2SO4. 2.
– наоборот!). Восстановление. Окисление. 1. Инертные электроды. Общее
17Энтальпийная диаграмма окисления графита. ?Н1 = ?н20 уравнение электролиза. Электролиз.
+ ?н3. 95Схема электролиза раствора. NiSO4 + H2O ? Ni + Н2 +36
18Самопроизвольные процессы. Перемешивание газов.0 O2 + Н2SO4. Диссоциация: NiSO4 ? Ni2+ + SO42? Катод(–)
19Направление процессов.0 Анод (+). на катоде (–) : Ni2+ , Н2О: Ni2+ + 2e? = ni0
20Третий закон термодинамики. Энтропия идеального0 2Н2О + 2e? = Н20 + 2ОН?; 1. аноде (+) : SO42?, Н2О:
кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна 2Н2О ? 4e? = О20 + 4Н+. 1. Ni + 4Н2О = ni + Н2 + 2ОН? +
нулю. Планк (1911 г.). O2 + 4 Н+. 2 н2o 2h+. Продукты на катоде: Ni, Н2; На
21Изменение энергии Гиббса в зависимости от0 аноде: O2 , H2SO4. Инертные электроды. Электролиз.
температуры. 0. 3О2(г) = 2О3(г). 1 – ?H>0, ?S<0 Процессы, протекающие. Восстановление. Окисление. 2
не самопроизвольно 2 – ?H<0, ?S<0 возможен при H2O. Общее уравнение электролиза.
низких Т 3 – ?H>0, ?S>0 возможен при высоких Т 4 96I·t·э F. m =. Законы Фарадея. где m – масса0
– ?H<0, ?S>0 самопроизвольно протекает. 2NO2(г) = образовавшегося или подвергшегося превращению вещества;
N2О4(г). 2Сu2Oтв. = 4Сu(т) + О2(г). Ств. + О2(г) = Э – эквивалентная масса вещества; I – сила тока, А; t –
2СО(г). время, с; F – постоянная Фарадея: 96500 Кл/моль. При
22Химическая кинетика. Химические реакции.0 превращении одного моля эквивалентов вещества на
Молекулярность. Порядок реакции. Гомогенные. электроде через него проходит 96500 Кл (А·с).
Гетерогенные. Скорость химических реакций. Факторы, 97Модуль 2 Химия элементов и их соединений.0
влияющие на скорость. Природа веществ Концентрация 98Раздел 6 Общая характеристика химических элементов.0
Температура Давление Катализатор. Закон действия масс. 99Изменение свойств неметаллов. Уменьшение радиуса0
Закон Вант-Гоффа Теория активированного комплекса. атомов. Увеличение: сродства к электрону; окислительной
23аА + bВ + …… = сС + dD +…. Закон действующих масс.0 активности. Ослабление металлических свойств.
2CO(г)+О2(г)= О2(г). Увеличение радиуса атомов Уменьшение: сродства к
24Зависимость скорости реакции от температуры.0 электрону; окислительной активности.
Изменение вида кривой распределения при повышении 100Изменение кислотных свойств соединений неметаллов.0
температуры. +3 +5 H3PO3 – H3PO4 – H4P2O7 фосфористая фосфорная
25Энергетическая диаграмма хода реакции с0 дифосфорная +4 +6 H2SO3 – H2SO4 – H2S2O3 сернистая
образованием активированного комплекса. А + В начальное серная тиосерная + +3 +5 +7 hclo – hclo2 – hclo3 –
(исходные вещества). [А…В]# переходное (активированный hclo4 хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная.
комплекс). АВ конечное (продукты реакции). Усиление кислотных свойств.
26Графит и алмаз.0 101Кислоты неметаллов. Кислоты. Сильные электролиты.0
27Катализ. Положительный. Отрицательный. Автокатализ.0 Слабые электролиты. H2SO3* H2CO3 * HNO2 H3PO4 H3PO3.
Каталитические яды – вещества, ухудшающие действие HNO3 H2SO4 H2SeO4 HClO4 HClO3 H3PO2 H4P2O7. * –
катализаторов. Промоторы – вещества, усиливающие Неустойчивые кислоты.
действие катализаторов. Ингибиторы – вещества, 102Структура катиона [Cu(NH3)2]+.0
уменьшающие скорость реакции. 103Комплексные соединения Ni+2. Гибридизация атомных0
28Химическое равновесие. Химические реакции.0 орбиталей при образовании пара- и диамагнитных
Необратимые. Обратимые. Химическое Равновесие. комплексных ионов Ni+2.
Гомогенное. Гетерогенное. Принцип Ле-Шателье. Смещение 104Теория кристаллического поля. Распределение0
равновесия. Константа равновесия. электронов по энергетическим подуровням в комплексе
292NO2 ? N2O4. Химическое равновесие в гомогенных1 [Co(NH3)6]3+.
системах. ?G0 = ? RT lnKp. 105Теория кристаллического поля.0
30Смещение химического равновесия. Принцип0 106Кристаллические решетки металлов. Кристаллические0
Ле-Шателье: если находящаяся в химическом равновесии решетки металлов: а – кубическая объемно
система подвергается внешнему воздействию, то в ней центрированная; б – кубическая гранецентрированная; в –
возникают процессы, стремящиеся ослабить это гексагональная. А б в.
воздействие. Анри-Луи Ле-Шателье (1850–1936 ). 107Образование энергетических зон в одновалентном0
31Фазовая диаграмма воды.0 металле. Образование энергетических зон в одновалентном
32Раздел 2 Строение атома и периодическая система.0 металле.
33Модель Томсона. Модель Резерфорда.0 108Образование энергетических зон в кристалле0
34Модель Бора. Модель Зоммерфельда. + hv. – hv. E =25 диэлектрика на примере алмаза. 1 – валентная зона; 2 –
En – E(n–1) = hv. n = 2. n = 3. запрещенная зона; 3 – зона проводимости.
35Многоэлектронные атомы. 3 2 1 0. Подуровень.28 109Изменение энергии ионизации в подгруппах s- и d-0
Орбитали. Уровень. n. L. mL. 1 0 0 2 0,1 0; –1,0,+1. f. элементов. Период. S- металлы. I, эВ/моль. D- металлы.
d. p. S. I, эВ/моль. 4. K. 4,34. Cu. 7,72. 5. Rb. 4,18. Ag.
1s<2s<2p<3s<3p<4s?3d<4p<5s?4d<5 7,57. 6. Cs. 3,89. Au. 9,22.
<6s?4f?5d<6p<7s и т. Д. 110Бинарные соединения. Оксиды – Na2O, BaO. Пероксиды0
36Формы электронных орбиталей. Названия предложены из0 – Na2O2, BaO2. Галиды – KCl, CaF2. Сульфиды – MnS,
анализа видов спектров: s – «резкая, отчетливая» Al2S3. Гидриды – LiH, CaH2. Нитриды – Na3N, AlN.
(sharp); p – «главная»(principal); d – «диффузная, Карбиды – Be2C, CaC2. Фосфиды – Ca3P2, Na3P. Бориды –
размытая» (diffuse); f – «основная» (fundamental); g – AlB, Mg3B2. Силициды – Mg2Si, Al4Si3.
следующий за «f». Формы s-, р- и d-электронных облаков 111Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов.0
(орбиталей). K2O. CaO. Sc2O3. TiO2. V2O5. CrO3. Mn2O7. KOH. Ca(OH)2.
37Квантовые числа. Уравнение Шредингера. Квантовое0 Sc(OH)3. Ti(OH)4. Vo(оh)3. H2TiO3. HVO3. H2CrO4. HMnO4.
число. Принимаемые значения. Характеризуемое свойство. Основные. Амфотерные. Кислотные.
Примечание. Главное (n). 1, 2, 3, …, ? Энергия (Е) 112Концентрированная азотная кислота. Активные Ме =0
уровня. Среднее расстояние (r) от ядра. n = ? ? нитрат + NH3 (NH4NO3) + H2O HNO3( разб.) + ср.акт. Ме =
отсутствие взаимодействия с ядром, Е = 0. Орбитальное нитрат + N2 (N2O, N2O3, HNO2) + H2O Малоакт. Ме =
(l). 0, 1, …, (n – 1) всего n значение для данного n. нитрат + NO + H2O NO3– +10 H+ + 8? = NH4+ + 3H2O E° =
Орбитальный момент количества движения – расположение 0,87 В; NO3– +4 H+ + 3? = NO + 2H2O E° = 0,96 В; 2NO3–
орбитали в пространстве. Обычно используют буквенные +10 H+ + 8? = N2O + 5 H2O E° = 1,12 В; 2NO3– +12 H+ +
символы: L: 0 1 2 3 4 s p d f g. Магнитное (ml). – L, 10? = N2 + 6 H2O E° = 1,25 В;
…,0,…, l всего 2l + 1 значение для данного l. 113Концентрированная серная кислота. Актив. Ме =0
Ориентация собственного магнитного момента. При сульфат + H2S + H2O H2SO4(k) + Ср.акт. Ме = сульфат + S
помещении в магнитное поле орбитали с различными m1 + H2O Мал.акт. Ме = сульфат + SO2 + H2O SO42– + 10H+
имеют разную энергию. ±? Не зависит от свойств +8? = H2S + 4 H2O E° = 0,31 B; SO42– + 4H+ +2? = SO2 +
орбитали. Спиновое (ms). Проекция собственного момента 2 H2O E° = 0,31 B; SO42– + 8H+ +6? = S + 4 H2O E° =
количества движения. Обозначают ? и ? 0,15 B.
38Энергетические уровни водородоподобного атома.0 114Руды металлов. Оксидные Fe2O3 – гематит Al2O3 ·0
39Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z.0 nH2O – боксит Cu2O – куприт SnO2 – касситерит MnO2 –
40Изменение потенциала ионизации.0 пиролюзит. Сульфидные PbS – гaленит FeAsS – арсенопирит
41Электроотрицательность элементов.0 FeS2 – пирит MoS2 – молибденит СuFeS2 – халькопирит.
42Кислотно-основные свойства соединений химических10 115Гидрометаллургический метод получения золота. 4Au +0
элементов. CrO Cr(OH)2 Cr2O3 Cr(OH)3 H3CrO3 CrO3 O2 + 8NaCN + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH; Au + 2CN– - 1
H2CrO4. Naoн mg(oh)2 al(oh)3 h2sio3 H3PO4 H2SO4 hсlo4. ? = [Au(CN)2]– 4 O2 + 2H2O + 4? = 4OH; 1. 4Au + O2 +
Увеличение кислотный свойств. Эn+. О. Н. Радиус ?, 8CN– + 2H2O = 4 [Au(CN)2]– + 4OH–. 2Na[Au(CN)2] + Zn =
заряд ядра? +2. – Основный. – Амфотерный. +3. +6. – Na2[Zn(CN)4] + 2Au.
Кислотный. 116Физико-химические характеристики S-металлов. Еион0
43Окислительно-восстановительные свойства соединений0 520 496 419 403 375 384. кДж/моль Э ? Э+ Li Na K Rb Cs
элементов. Cr2O3. WO2. K2CrO4. K2WO4. F2 Cl2 Br2 I2. Fr Rа, нм 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280 Еион 899
Побочные. Побочные. Окислительные свойства. VA As+5 738 590 549 503 509. кДж/моль Э+ ? Э2 + Be Mg Ca Sr Ba
Sb+5 Bi+5. IVA Sn+4 Pb+4. VIA S+6 Se+6. Ra Rа, нм 0,133 0,160 0,197 0,215 0,221 0,235. Нм –
Восстановительные свойства. F ? Cl ? Br ? I? Sn2+ Pb2+. нанометр (1 нм = 10–9 м). Уменьшение энергии ионизации,
Усиление. Усиление. Еион Увеличение восстановительной активности.
44Раздел 3 Химическая связь.0 Увеличение радиуса атомов.
45Основные типы химической связи. Химическая связь.0 117Минералы S-металлов. II А подгруппа CaF2 – флюорит0
Ионная. Металлическая. Ковалентная. Полярная 2 > ?? CaCO3 – кальцит MgCO3 – магнезит MgCO3·CaCO3 – доломит
> 0,5. Неполярная 0,4 > ?? > 0. Ковалентная CaSO4·2H2O – гипс BaSO4 – барит SrSO4 – целестин. I А
связь. Механизмы образования связи: насышаемость; подгруппа KCl·NaCl – сильвинит KCl – сильвин
направленность; типы гибридизации АО; метод KCl·MgCl2·6H2O – карналлит NaCl – галит Na2SO4·10H2O –
молекулярных орбиталей. Межмолекулярное взаимодействие. мирабилит.
46Механизмы образования ковалентной связи. Обменный0 118Физические свойства элементов ІА-группы. Металл.0
механизм. Донорно-акцепторный механизм. Li. Na. K. Rb. Cs. Fr. T пл., 0c. Плотность, г/см3.
47Изменение энергии в молекуле водорода.0 Содержание в земной коре, %. 179,0. 97,8. 63,6. 39,0.
Отталкивание. Н? ?Н. Притяжение. Изменение средней 28,0. 23,0. 0,53. 0,97. 0,86. 1,53. 1,9. 2,2. Радиакт.
потенциальной энергии взаимодействия двух сближающихся 3,2 ?10–3. 2,5. 2,5. 1,5 ?10–2. 3,7 ?10–4.
атомов водорода. Е. Dсв. 0. Есв. Dнн. 1. 2. 119Физические свойства элементов ІІА-группы. Металл.0
48Насыщаемость ковалентной связи.0 Be. Mg. Ca. Sr. Ba. Ra. T пл., °C. Плотность, г/см3.
49Направленность ковалентной связи. ?-Перекрывание. s0 Содержание в земной коре, %. 1284. 651. 851. 757. 710.
– p. ?-Перекрывание. p – p. d – d. 700. 1,85. 1,74. 1,54. 2,63. 3,76. 6,00. 6 ?10–4. 2,40.
50Типы гибридизаций АО. Хлорид бериллия. sp2. Хлорид0 2,96. 4 ?10–2. 5 ?10–2. 1 ?10–10.
бора. SP. S. P. 120? 180? 120Взаимодействие элементов ІА-группы с простыми0
51C. S. P. sp3. Типы гибридизаций. sp3. Метан. 109?0 веществами.
52Be. S. SP. P. BeCl2. Хлорид бериллия. 180?0 121Взаимодействие элементов ІІА-группы с простыми0
53В. S. P. Вcl3. Хлорид бора. 120?0 веществами.
54H. H. H. H. C. S. CH4. P. Строение молекулы метана.0 122Руды металлов. Карбонаты: CaCO3 – кальцит (мел,0
109? мрамор, известняк); SrCO3 – стронцианит; CaCO3 · MgCO3-
55Примеры молекул. Нсl. Сн4. Nн3. Н2о.0 доломит. Сульфаты: BaSO4 – барит CaSO4 · 2H2O – гипс;
56Метод молекулярных орбиталей.0 Na2SO4· 10H2O – мирабилит. Галиды: KCl – сильвин; NaCl
57Двухатомные гомоядерные молекулы 1-го периода.0 · KCl – сильвинит; KCl · MgCl2 · H2O – карналлит; 3NaF·
Не2+. Не2. n = 0. AlF3 – криолит. Силикаты и алюмосиликаты: ZrSiO4 –
58Молекула кислорода ММО.0 циркон; 3BeO· Al2O3· 6SiO2 – берилл; Na2O (K2O) · Al2O3
59Ионная связь.0 · 2SiO2 – нефелин. Полиметаллическиее руды: FeTiO3 –
60Межмолекулярное взаимодействие. Э?- — н?+ …э?- —0 ильменит (титанат); CaWO4 – шеелит (вольфрамат); PbCrO4
н?+ …э?– — н?+ … Ориентационное. Индукционное. – кроксит (хромат) и др.
Дисперсионное. Водородная связь. 123Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов0
61Раздел 4 Растворы и дисперсные системы.0 марганца.
62Дисперсные системы. Дисперсные системы.0 124Модуль 3 Химическая идентификация и анализ0
Грубодисперсные d>10–3 см. Высокодисперсные вещества.
10–7<d<10–8 см. Коллоидные 10–7<d<10–8 см. 1250
Истинные d<10–8 см. 1260
63Кривые растворимости.0 127Схема получения аналитического сигнала в0
64Тепловые эффекты растворения. Naoh(тв). NH4Cl.24 качественном анализе. Аналитическая реакция.
Экзотермическая Q>0 , ?H<0. Эндотермическая Анализируемое вещество. Аналитический реагент. Продукт,
Q<0 , ?H>0. Н2о. дающий аналитический сигнал. Цвет. Запах. Выделение
65Концентрация растворов. Массовая доля. Молярная0 газа. Осадок. Люминесцирующее вещество.
концентрация. Молярная концентрация эквивалента. 128Классификация аналитических реагентов.0
Количество эквивалентов вещества Х. Молярная масса Специфические (например, крахмал для обнаружения I2).
эквивалента вещества Х. Фактор эквивалентности. Аналитические реагенты. Избирательные (напр.,
66Коллигативные свойства. Вант-Гофф Осмотическое13 диметилглиоксим в аммиачном буферном растворе для
давление. Давление пара над раствором. Температуры обнаружения Co(II), Ni(II), Fe(II)). Групповые
кипения и кристаллизации растворов. 1 закон Рауля: (Например, HCl для отделения Ag (I), Hg(I), Pb(II)).
Схема возникновения осмоса: 1 – полупроницаемая 129Выбор способа титрования. Условия определения.0
перегородка; 2 – начальный уровень растворов I и II Способ титрования. 1. Реакция титранта с определяемым
(СII > CI); 3 – равновесный уровень растворов. – 2 веществом: стехиометрична, протекает быстро,
закон Рауля. Е – эбулиоскопическая; К – криоскопическая количественно. 2. Имеется индикатор. Прямое титрование:
постоянная растворителя; Cm – моляльная концентрация анализируемый раствор + титрант до КТТ. 1. Реакция
раствора. титрования протекает медленно. 2. Определяемое вещество
67Электролиты. Это растворы: щелочей; солей;5 летучее. 3. Нет индикатора. Обратное титрование:
неорганических кислот в воде; растворы ряда солей в анализируемый раствор + определяемый объем стандартного
органических растворителях. раствора; избыток стандартного раствора + титрант до
68Теория электролитической диссоциации. Диссоциация0 КТТ. 1. Реакция титрования нестехиометрична. 2.
солей с ионной связью: Средней kcl ? K+ + cl?; Кислой Определяемое вещество неустойчиво. 3. Нет индикатора.
KHSO3 ? K+ + HSO3?; основной cuohno3 ? cuoh+ + NO3?. Титрование заместителя: анализируемый раствор + избыток
Диссоциация полярных молекул: HCl ? H+ + Cl?. Слабый вспомогательного раствора ? заместитель + титрант до
электролит: Сh3cоoн ? h+ + сh3cоо?. Этапы КТТ.
129 «Неорганическая химия» | Неорганическая химия 389
http://900igr.net/fotografii/khimija/Neorganicheskaja-khimija/Neorganicheskaja-khimija.html
cсылка на страницу
Урок

Химия

64 темы
Фото
Презентация: Неорганическая химия | Тема: Неорганическая химия | Урок: Химия | Вид: Фото