Главная » Отделочные материалы » Общая химия. Неорганическая химия. Основные понятия, строение атома. Что это такое

Общая химия. Неорганическая химия. Основные понятия, строение атома. Что это такое

СОДЕРЖАНИЕ:
От редакции (3).
Андрей Николаевич Колмогоров (Биографическая справка) (4).
1. Ряд Фурье - Лебега, расходящийся почти всюду (8).
2. О порядке величины коэффициентов ряда Фурье - Лебега (12).
3. Замечания к исследованию сходимости рядов Фурье (15).
4. О сходимости рядов Фурье (16).
5. Аксиоматическое определение интеграла (19).
6. О границах обобщения интеграла (21).
7. О возможности общего определения производной, интеграла и суммирования расходящихся рядов (39).
8. О гармонически сопряженных функциях и рядах Фурье (40).
9. О принципе tertium non datur (45).
10. О сходимости рядов Фурье (69).
11. Ряд Фурье - Лебега, расходящийся всюду (73).
12. О сходимости ортогональных рядов (75).
13. Об операциях над множествами (85).
14. О процессе интегрирования Данжуа (93).
15. О тополого-теоретико-групповом обосновании геометрии (94).
16. Исследование понятия интеграла (96).
17. Об определении среднего (136).
18. О компактности множеств функций при сходимости в среднем (139).
19. К толкованию интуиционистской логики (142).
20. К обоснованию проективной геометрии (149).
21. К теории меры (150).
22. О точках разрыва функций двух пепеменных (167).
23. О нормируемости общего линейного топологического пространств! (168).
24. Продолжение исследования о точках разрыва функции двух переменных (171).
25. О сходимости рядов по ортогональным полиномам (174).
26. Преобразование Лапласа в линейных пространствах (178).
27. О порядке остаточного члена рядов Фурье дифференцируемых функций (179).
28. О наилучшем приближении функций заданного функционального класса (186).
29. О законах двойственности в комбинаторной топологии (190).
30. Кольцо гомологии комплексов и локально бикомпактных пространств (197).
31. Конечные покрытия топологических пространств (203).
32. Группы Бетти локально бикомпактных пространств 2A7
33. Свойства групп Бетти локально бикомпактных пространств (209).
34. Группы Бетти метрических пространств (211).
35. Относительные циклы. Теорема двойственности Александера (214).
36. Об открытых отображениях (215).
37. Кососимметричные величины и топологические инварианты (218).
38. Исследование уравнения диффузии, соединенной с возрастанием количества вещества, и его применение к одной биологической проблеме (221).
39. Упрощенное доказательство эргодической теоремы Биркгофа - Хинчина (246).
40. О неравенствах между верхними гранями последовательных производных произвольной функции на бесконечном интервале (252).
41. О кольцах непрерывных функций на топологических пространствах (264).
42. Кривые в гильбертовом пространстве, инвариантные по отношению к однопараметрической группе движений (269).
43. Спираль Винера и некоторые другие интересные кривые в гильбертовом пространстве (274).
44. Точки локальной топологичности счетнократных открытых отображений компактов (278).
45. Локальная структура турбулентности в несжимаемой вязкой жидкости при очень больших числах Рейнольдса (281).
46. К вырождению изотропной турбулентности в несжимаемой вязкой жидкости (287).
47. Рассеяние энергии при локально изотропной турбулентности (290).
48. Уравнения турбулентного движения несжимаемой жидкости (294).
49. Замечание по поводу многочленов П.Л. Чебышева, наименее уклоняющихся от заданной функции (296).
50. О дроблении капель в турбулентном потоке (302).
51. О динамических системах с интегральным инвариантом на торе (307).
52. О сохранении условно периодических движений при малом изменении функции Гамильтона (311).
53. Общая теория динамических систем и классическая механика (316).
54. Некоторые принципиальные вопросы приближенного и точного представления функций одного и нескольких переменных 333.
55. О представлении непрерывных функций нескольких переменных суперпозициями непрерывных функций меньшего числа переменных (335).
56. О представлении непрерывных функций нескольких переменных в виде суперпозиций непрерывных функций одного переменного и сложения (340).
57. О линейной размерности топологических векторных пространств (344).
58. Уточнение представлений о локальной структуре турбулентности в несжимаемой вязкой жидкости при больших числах Рейнольдса (348).
59. П.С. Александров и теория bs-операций (352).
60. Качественное изучение математических моделей динамики популяций (357).

Кафедра химии возникла вскоре после преобразования интерната №18 в Специализированный учебно-научный центр МГУ (Постановление Совета Министров СССР №1241 от 01.10.88г. и приказ Госкомобразования от 16.11.88г.).

До этого химию в интернате преподавали:

Веденеева Марина Сергеевна - с 1964 по 1980 г.
- с 1980 по 1991 г.
Табаченко Наталья Владимировна - с 1986 по 1989 г.

С 13 ноября 1989 г. к занятиям в СУНЦ приступил первый специализированный химический класс. Тогда в него было зачислено 18 школьников. Не все дошли до "финиша" - в 1991 г. в первом химическом выпуске насчитывалось только 8 человек.

Состав преподавателей кафедры химии с 1989г. существенно не менялся. На кафедре химии работали и работают:

Галин Алексей Михайлович	(к.х.н., доцент) - с 1991 г. по наст. время
Загорский Вячеслав Викторович	(д.пед.н., профессор) - с 1989 г. по наст. время
Менделеева Екатерина Александровна	(к.х.н., доцент) - с 1990 г. по наст. время
Морозова Наталья Игоревна	(к.х.н., ст.препод.) - с 1990 г. по наст. время
Колясников Олег Владимирович	(ассистент) - с 2004 г. по наст. время
Кубарев Алексей Вячеславович	(ассистент) - с 2005 г. по наст. время
Сигеев Александр Сергеевич	(к.х.н., ассистент) - с 2008 по наст. время
Алешин Глеб	(лаборант) - с 2009 по наст. время
Коренев Юрий Михайлович (10.05.1936 - 09.08.2010)	(д.х.н., профессор, зав. кафедрой) - с 1989 г. по 2010 г.
Батаева Елена Викторовна	(к.пед.н., ассист.) - с 1990 по 1993 г.
Пиркулиев Намиг Шарафеддин-оглы	(ассистент) - с 1997 по 1999 г.
Присяжнюк Валентина Викторовна
Татьянина Ирина Васильевна	(ассистент) - с 1989 по 1991 г.
Чуранов Сергей Сергеевич	(к.х.н., доцент) - с 1989 по 1997 г.
Батаев Вадим Альбертович	(к.х.н.) - с 1997 по 1998 г.

За период с 1991 по 2010 год состоялось 20 выпусков химического класса СУНЦ - всего 361 человек. Из них 298 выпускников (83%) поступили в МГУ. Большинство - 214 выпускников – поступили на химический факультет и факультет наук о материалах. Выпускники химического класса учились и учатся также на физическом (16), механико-математическом (15), биологическом (7), геологическом (6) факультетах, факультете вычислительной математики и кибернетики (9), факультете фундаментальной медицины (6), почвоведения (9). Поступают ребята и в другие ВУЗы - ВХК РАН, РХТУ, МИФИ, Медицинскую академию и т.д.

Занятия в химическом классе СУНЦ МГУ проводятся в учебном корпусе СУНЦ (лекции и семинары) и на Химическом факультете МГУ (практикумы по аналитической, органической и неорганической химии).

Занятия в химическом и физико-математических классах проводятся по оригинальным программам и учебникам, авторами которых являются преподаватели кафедры. Кроме базового курса преподаватели кафедры химии ведут факультативы:

Термодинамика и кинематика быстрых и экзотермических реакций (Загорский В. В.)
Химия на английском (Менделеева Е. А.)
Человек и вещество (Менделеева Е. А.)
Методы решения задач по химии (Галин А. М.)
Геномика (Колясников О. В.)
Химия белка (Колясников О. В.)
Нанотехнологии – навстречу наномиру (Смирнов Е. А.)
Фехтование (Колясников О. В.)
Органический ликбез (Морозова Н. И.)
Подготовка к ЕГЭ (Галин А.М., Кубарев А. В.)
Вечерний клуб (Загорский В. В.)

Преподаватели кафедры химии многократно получали гранты "Соросовский учитель", они участвуют в организации и проведении химических олимпиад школьников, летних школ для старшеклассников и семинаров для школьных учителей.

Преподаватели кафедры химии издали следующие учебные пособия :

Органическая химия. Часть I. Теория строения органических веществ.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 1997. - 48 с.
Менделеева Е. А., Морозова Н. И.
Органическая химия. Часть II. Углеводороды.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Изд-во Моск. ун-та, 1999. - 64 с.
ISBN 5-211-02588-1
Коренев Ю. М., Овчаренко В. П.
Общая и неорганическая химия. Часть I.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 1998. - 63 с.
Ю.М.Коренев, Н.И.Морозова, А.И.Жиров
Практикум по неорганической химии.
М.: Школа им. А.Н Колмогорова, Изд. МГУ, 1999. - 64 с.
Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Менделеева Е.А., Морозова Н.И.
Химия. Часть I.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 2000. - 72 с.
Коренев Ю. М., Овчаренко В. П., Егоров Е. Н.
Общая и неорганическая химия. Часть II. Основные классы неорганических соединений.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. – 36 с.
Пиркулиев Н. Ш.
Олимпиадные задачи по химии. Типы задач и методы их решения.
М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, «Самообразование», 2000. – 160 с.
Загорский В. В.
Огни потешные. Фейерверк: история, теория, практика.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, «Самообразование», 2000. – 64 с.
Менделеева Е.А., Морозова Н.И.
Органическая химия. Часть III. Кислородсодержащие и азотсодержащие органические соединения.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2001. – 56 с.
Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.
Общая и неорганическая химия. Часть III. Основы химической термодинамики и кинетики.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2002. – 48 с.
Морозова Н.И., Загорский В.В.
Полезные советы.
М: МАКС Пресс, 2003. – 31 с.
Коренев Ю.М.

Общая и неорганическая химия. Часть IV. Физико-химические свойства растворов.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2004. – 49 с.
Морозова Н.И., Загорский В.В.
Как победить на экзамене.
М., 2006. – 34 с.
Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Морозова Н.И.

Общая и неорганическая химия. Часть I. Основные понятия, строение атома, химическая связь.

Морозова Н.И.
Идентификация веществ.
М.: МАКС Пресс, 2008. – 35 с.

Методический опыт работы преподавателей кафедры химии описан в следующих публикациях :

Вариант изложения в физико-математической школе темы "Строение атома и Периодический закон".
Загорский В.В.
Российский химический журнал (ЖРХО им. Д.И.Менделеева), 1994, т. 38, №4, с.37 - 42
Нестандартные задачи по химии
В.В.Загорский, А.М.Галин, Е.А.Менделеева, Н.И.Морозова
Российский химический журнал (ЖРХО им.Д.И.Менделеева), 1994, т.38, №4, с.89 - 90
Преподавание химии в классах физико-математического и экономического профиля СУНЦ МГУ
Галин.А.М., Загорский В.В., Менделеева Е.А.
Международный семинар по преподаванию химии в школе "Пущинская осень - 96" (сб. материалов), Москва, 1996. - 29 с.
Загорский В.В.
От "педагога" к Учителю. Как стать "звездой".
М.: Издат. отдел УНЦ ДО МГУ, 1998 - 96с.
Химия в выпускных классах средней школы: обратная связь посредством анонимного тестирования.
А.М.Галин, В.В.Загорский, Е.А.Менделеева
Материалы XLV Герценовских чтений (Всероссийской научно-практической конференции) (13 - 16 мая 1998), С.-Петербург,
с.48 - 49.
Правда о выпускных (Как знают химию выпускники школ)
В.Загорский, Е.Менделеева, А.Галин, Н.Морозова
Учительская газета, №7, 23 февраля 1999г., с.8
Подготовка к научной деятельности одаренных старшеклассников: необходимость альтернативы научному мировоззрению
В.В.Загорский
В сб. тезисов докладов Международного конгресса "Наука и образование на пороге III-го тысячелетия", Минск, 3 - 6.10.2000, книга 1, стр.56-57
Задача образования XXI века - формирование экологического мировоззрения
Е.А.Менделеева
В сб. тезисов докладов Международного конгресса "Наука и образование на пороге III-го тысячелетия", Минск, 3 - 6.10.2000, книга 2, стр.91-92

В.В. Загорский

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ

По дисциплине «Общая и неорганическая химия»

Сборник лекций по общей и неорганической химии

Общая и неорганическая химия: учебное пособие/ автор Е.Н.Мозжухина;

ГБПОУ «Курганский базовый медицинский колледж». - Курган: КБМК, 2014. - 340 с.

Печатается по решению редакционно-издательского совета ГАОУ ДПО «Институт развития образования и социальных технологий»

Рецензент: Н.Е. Горшкова- кандидат биологических наук, заместитель директора по ИМР ГБПОУ «Курганский базовый медицинский колледж»

Введение.
РАЗДЕЛ 1. Теоретические основы химии	8-157
1.1. Периодический закон и периодическая система элементом Д.И. Менделеева. Теория строения веществ.
1.2.Электронное строение атомов элементов.
1.3. Виды химической связи.
1..4 Строение веществ неорганической природы
1 ..5 Классы неорганических соединений.
1.5.1. Классификация, состав, номенклатура оксидов, кислот, оснований Способы получения и их химические свойства.
1.5.2 Классификация, состав, номенклатура солей. Способы получения и их химические свойства
1.5.3. Амфотерность. Химические свойства амфотерных йксидов и гидроксидов. Генетическая связь между классами неорганических соединений.
1..6 Комплексные соединения.
1..7 Растворы.
1.8. Теория электролитической диссоциации.
1.8.1. Электролитическая диссоциация. Основные положения. ТЭД. Механизм диссоциации.
1.8.2. Ионные реакции обмена. Гидролиз солей.
1.9. Химические реакции.
1.9.1. Классификация химический реакций. Химическое равновесие и смещение.
1.9.2. Окислительно-восстановитьельные реакции. Их электронная сущность. Классификация и составление уравнений ОВР.
1.9.3. Важнейшие окислители и восстановители. ОВР с участием дихромата, перманганата калия и разбавленных кислот.
1.9.4 Методы расстановки коэффициентов в ОВР
РАЗДЕЛ 2. Химия элементов и их соединений.
2.1. Р -элементы.
2.1.1. Общая характеристика элементов VII группы периодической системы. Галогены. Хлор, его физические и химические свойства.
2.1.2. Галогениды. Биологическая роль галогенов.
2.1.3. Халькогены. Общая характеристика элементов VI группы ПС Д.И. Менделеева. Соединения кислорода.
2.1.4. Важнейшие соединения серы.
2.1.5. Главная подгруппа V группы. Общая характеристика. Строение атома, физические и химические свойства азота. Важнейшие соединения азота.
2.1.6. Строение атома фосфора, его физические и химические свойства. Аллотропия. Важнейшие соединения фосфора.
2.1.7. Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Углерод и кремний.
2.1.8. Главная подгруппа III группы периодической системы Д.И. Менделеева. Бор. Алюминий.
2.2. s - элементы.
2.2.1. Общая характеристика металлов II группы главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Щелочноземельные металлы.
2.2.2. Общая характеристика элементов I группы главной подгруппы периодический системы Д.И. Менделеева. Щелочные металлы.
2.3. d-элементы.
2.3.1. Побочная подгруппа I группы.
2.3.2.. Побочная подгруппа II группы.
2.3.3. Побочная подгруппа VI группы
2.3.4. Побочная подгруппа VII группы
2.3.5. Побочная подгруппа VIII группы

Пояснительная записка

На современном этапе развития общества первостепенной задачей является забота о здоровье человека. Лечение многих заболеваний стало возможным благодаря достижениям химии в области создания новых веществ и материалов.

Не имея глубоких и разносторонних знаний в области химии, не зная значения положительного или отрицательного влияния химических факторов на окружающую среду, не сможешь быть грамотным медицинским работником. Студенты медицинского колледжа должны иметь необходимый минимум знаний по химии.

Данный курс лекционного материала предназначен для студентов, изучающих основы общей и неорганической химии.

Целью данного курса является изучение положений неорганической химии, изложенных на современном уровне знаний; расширение объема знаний с учетом профессиональной направленности. Важным направлением является создание прочной базы, на которой строится преподавание других химических специальных дисциплин (органической и аналитической химии, фармакологии, технологии лекарств).

Предлагаемый материал предусматривает профессиональную ориентацию студентов на связь теоретической неорганической химии со специальными и медицинскими дисциплинами.

Основные задачи учебного курса данной дисциплины заключается в усвоении фундаментальных основ общей химии; в усвоении студентами содержания неорганической химии как науки, объясняющей связь свойств неорганических соединений с их строением; в формировании представлений о неорганической химии как фундаментальной дисциплине, на которой базируются профессиональные знания.

Курс лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия» построен в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта (ФГОС-4) к минимуму уровня подготовки выпускников по специальности 060301 «Фармация» и разработан на основе учебного плана данной специальности.

Курс лекций включает в себя два раздела;

1. Теоретические основы химии.

2. Химия элементов и их соединений: (р- элементы, s- элементы, d-элементы).

Изложение учебного материала представлено в развитии: от наиболее простых понятий к сложным, целостным, обобщающим.

В разделе «Теоретические основы химии» освещены следующие вопросы:

1. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева и теория строения веществ.

2. Классы неорганических веществ, взаимосвязь между всеми классами неорганических веществ.

3. Комплексные соединения, их использование в качественном анализе.

4. Растворы.

5. Теория электролитической диссоциации.

6. Химические реакции.

При изучении раздела «Химия элементов и их соединений» рассматриваются вопросы:

1. Характеристика группы и подгруппы, в которой находится данный элемент.

2. Характеристика элемента, исходя из его положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома.

3. Физические свойства и распространение в природе.

4. Способы получения.

5. Химические свойства.

6. Важнейшие соединения.

7. Биологическая роль элемента и его применение в медицине.

Особое внимание уделяется лекарственным средствам неорганической природы.

В результате изучения данной дисциплины студент должен знать:

1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

2. Основы теории химических процессов.

3. Строение и реакционную способность веществ неорганической природы.

4. Классификацию и номенклатуру неорганических веществ.

5. Получение и свойства неорганических веществ.

6. Применение в медицине.

1. Классифицировать неорганические соединения.

2. Составлять названия соединений.

3. Устанавливать генетическую связь между неорганическими соединениями.

4. С помощью химических реакций доказывать химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных.

Лекция №1

Тема: Введение.

1. Предмет и задачи химии

2. Методы общей и неорганической химии

3. Фундаментальные теории и законы химии:

а) атомно-молекулярная теория.

б) закон сохранения массы и энергии;

в) периодический закон;

г) теория химического строения.

неорганической химии.

1. Предмет и задачи химии

Современная химия является одной из естественных наук и представляет собой систему отдельных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, космохимии и т.п.

Химия - наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Таким образом, главным объектом химии как науки является вещества и их превращения.

На современном этапе развития нашего общества забота о здоровье человека является задачей первостепенной важности. Лечение многих заболеваний стало возможным благодаря достижениям химии в области создания новых веществ и материалов: лекарственных средств, заменителей крови, полимеров и полимерных материалов.

Не имея глубоких и разносторонних знаний в области химии, не понимая значения положительного или отрицательного влияния различных химических факторов на здоровье человека и окружающую его среду, нельзя стать грамотным медицинским работником.

Общая химия. Неорганическая химия.

Неорганическая химия - это наука элементов периодической системы и образованных ими простых и сложных веществ.

Неорганическая химия неотделима от общей химии. Исторически при изучении химического взаимодействия элементов друг с другом были сформулированы основные законы химии, общие закономерности протекания химических реакций, теория химической связи, учение о растворах и многое другое, что составляет предмет общей химии.

Таким образом, общая химия изучает теоретические представления и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний.

Неорганическая химия давно перешагнула стадию описательной науки и в настоящее время переживает свое «второе рождение» в результате широкого привлечения квантово-химических методов, зонной модели энергетического спектра электронов, открытия валентно-химических соединений благородных газов, целенаправленного синтеза материалов с особыми физическими и химическими свойствами. На основе глубокого изучения зависимости между химическим строением и свойствами она успешно решает главную задачу - создание новых неорганических веществ с заданными свойствами.

2. Методы общей и неорганической химии.

Из экспериментальных методов химии важнейшим является метод химических реакций. Химическая реакция - превращение одних веществ в другие путем изменения состава и химического строения. Химические реакции дают возможность исследовать химические свойства веществ. По химическим реакциям исследуемого вещества можно косвенно судить о его химическом строении. Прямые же методы установления химического строения в большинстве своем основаны на использовании физических явлений.

Также на основе химических реакций осуществляется и неорганический синтез, который за последнее время достиг большого успеха, особенно в получении особо чистых соединений в виде монокристаллов. Этому способствовали применение высоких температур и давлений, глубокого вакуума, внедрение бесконтейнерных способов очистки и т.п.

При проведении химических реакций, а также при выделении веществ из смеси в чистом виде важную роль играют препаративные методы: осаждение, кристаллизация, фильтрование, сублимация, перегонка и т.п. В настоящее время многие из этих классических препаративных методов получили дальнейшее развитие и являются ведущими в технологии получения особо чистых веществ и монокристаллов. Это методы направленной кристаллизации, зонной перекристаллизации, вакуумной сублимации, фракционной перегонки. Одна из особенностей современной неорганической химии это синтез и исследование особо чистых веществ на монокристаллах.

Методы физико-химического анализа широко применяются при изучении растворов и сплавов, когда образующиеся в них соединения трудно или практически невозможно выделить в индивидуальном состоянии. Тогда исследуют физические свойства систем в зависимости от изменения состава. В результате строят диаграмму состав - свойства, анализ который позволяет делать заключение о характере химического взаимодействия компонентов, образование соединений и их свойствах.

Для познания сущности явления одних экспериментальных методов недостаточно, поэтому Ломоносов говорил, что истинный химик должен быть теоретиком. Только через мышление, научную абстракцию и обобщение познаются законы природы, создаются гипотезы и теории.

Теоретическое осмысление опытного материала и создание стройной системы химических знаний в современной общей и неорганической химии базируется на: 1) квантово-механической теории строения атомов и периодической системе элементов Д.И. Менделеева; 2) квантово-химической теории химического строения и учении о зависимости свойств вещества от «его химического строения; 3) учении о химическом равновесии, основанной на понятиях химической термодинамики.

3. Фундаментальные теории и законы химии.

К числу основополагающих обобщений химии и естествознания относятся атомно-молекулярная теория, закон сохранения массы и энергии,

Периодическая система и теория химического строения.

а) Атомно-молекулярная теория.

Создатель атомно-молекулярного изучения и первооткрыватель закона сохранения массы веществ М.В. Ломоносов по праву считается основателем научной химии. Ломоносов четко различал две ступени в строении вещества: элементы (в нашем понимании - атомы) и корпускулы (молекулы). Согласно Ломоносову, молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных веществ - из разных атомов. Всеобщее признание атомно-молекулярная теория получила в начале XIX века после утверждения в химии атомистики Дальтона. С тех пор главным объектом исследования химии стали молекулы.

б) Закон сохранения массы и энергии.

В 1760 г. Ломоносов сформулировал единый закон массы и энергии. Но до начала XX в. эти законы рассматривались независимо друг от друга. Химия в основном имела дело с законом сохранения массы вещества (масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции).

Например: 2КСlO 3 = 2 КСl + 3O 2

Слева: 2 атома калия Справа: 2 атома калия

2 атома хлора 2 атома хлора

6 атомов кислорода 6 атомов кислорода

Физика имела дело с законом сохранения энергии. В 1905 г. основоположник современной физики А. Эйнштейн показал, что между массой и энергией существует взаимосвязь, выражаемая уравнением Е = mс 2 , где Е - энергия, m - масса; с - скорость света в вакууме.

в) Периодический закон.

Важнейшая задача неорганической химии заключается в изучении свойств элементов, в выявлении общих закономерностей их химического взаимодействия между собой. Самое крупное научное обобщение в решении этой проблемы сделал Д.И. Менделеев, открывший Периодический закон и его графическое выражение - Периодическую систему. Только вследствие этого открытия стало возможным химическое предвидение, предсказание новых фактов. Поэтому Менделеев является основателем современной химии.

Периодический закон Менделеева является основой естественной
систематики химических элементов. Химический элемент - совокупность
атомов с одинаковым зарядом ядра. Закономерности изменения свойств
химических элементов определяются Периодическим законом. Учение о
строении атомов объяснило физический смысл Периодического закона.
Оказалось, что периодичность изменения свойств элементов и их соединений
зависит от периодически повторяющейся сходной структуры электронной
оболочки их атомов. Химические и некоторые физические свойства зависят от
структуры электронной оболочки, особенно ее наружных слоев. Поэтому
Периодический закон является научной основой изучения важнейших свойств элементов и их соединений: кислотно-основных, окислительно-восстановительных, каталитических, комплексообразовательных, полупроводниковых, металлохимических, кристаллохимических, радиохимических и т.п.

Периодическая система также сыграла колоссальную роль в учении о естественной и искусственной радиоактивности, освобождении внутриядерной энергии.

Периодический закон и Периодическая система беспрерывно развиваются и уточняются. Доказательством тому служит современная формулировка Периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов. Таким образом, положительный заряд ядра, а не атомная масса, оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений.

г) Теория химического строения.

Фундаментальная задача химии - изучение зависимости между химическим строением вещества и его свойствами. Свойства вещества являются функцией его химического строения. До A.M. Бутлерова считали, что свойства вещества определяются его качественным и количественным составом. Он впервые сформулировал основное положение своей теории химического строения. Таким образом: химическая натура сложной частицы определяется натурой элементарных составных частиц, количеством их и химическим строением. В переводе на современный язык это означает, что свойства молекулы определяются природой составляющих ее атомов, их количеством и химическим строением молекулы. Первоначально теория химического строения относилась к химическим соединениям, имеющим молекулярную структуру. В настоящее время теория, созданная Бутлеровым, считается общехимической теорией строения химических соединений и зависимости свойств их от химического строения. Эта теория - продолжение и развитие атомно-молекулярного учения Ломоносова.

4. Роль отечественных и зарубежных ученых в развитии общей и

неорганической химии.

п/п	Ученые	Даты жизни	Важнейшие работы и открытия в области химии
1.	Авогадро Амедо (Италия) \|	1776-1856	Закон Авогадро 1
2.	Аррениус Сванте (Швеция)	1859-1927	Теория электролитической диссоциации
3.	Бекетов Н.Н. (Россия)	1827-1911	Ряд активности металлов. Основы алюмотермии.
4.	Бертолле Клод Луи (Франция)	1748-1822	Условия течения химических реакций. Исследование газов. Бертолетова соль.
5.	Берцелиус Иене Якоб (Швеция)	1779-1848	Определение атомных весов элементов. Введение буквенных обозначений для химических элементов.
6.	Бойль Роберт (Англия)	1627-1691	Установление понятия о химическом элементе. Зависимость объемов газов от давления.
7.	Бор Нильс (Дания)	1887-1962	Теория строения атома. 1
8.	Вант-Гофф Якоб Гендрик (Голландия)	1852-1911	Исследование растворов; один из основателей физической химии и стереохимии.
9.	Гей-Люссак Жозеф (Франция)	1778-1850	Газовые законы Гей-Люссака. Исследование бескислородных кислот; технология серной кислоты.
10.	Гесс Герман Иванов (Россия)	1802-1850	Открытие основного закона термохимии. Разработка русской химической номенклатуры. Анализ минералов.
11.	Дальтон Джон (Англия)	1766-1844	Закон кратных отношений. Введение химических знаков и формул. Обоснование атомной теории.
12.	Кюри-Склодовская Мария (Франция, родина Польша)	1867-1934	Открытие полония и радия; изучение свойств радиоактивных веществ. Выделение металлического радия.
13.	Лавуазье Антуан Лоран (Франция)	1743-1794	Основание научной химии установление кислородной теории горения, природы воды. Создание учебника химии на основе новых взглядов.
14.	Ле Шателье Лун Анри (Франция)	1850-1936	Общий закон смещения равновесия в зависимости от внешних условий (принцип Ле-Шателье)
15.	Ломоносов Михаил Васильевич	1741-1765	Закон сохранения массы веществ.
			Применение количественных методов в химии; развитие основных положений кинетической теории газов. Основание первой русской химической лаборатории. Составление руководства по металлургии и горному делу. Создание мозаичного производства.
16.	Менделеев Дмитрий Иванович (Россия)	1834-1907	Периодический закон и периодическая система химических элементов (1869 г.). Гидратная теория растворов. «Основы химии». Исследование газов, открытие критической температуры и др.
17.	Пристли Джозеф (Англия)	1733-1804	Открытие и исследование кислорода, хлористого водорода, аммиака, окиси углерода, окиси азота и др. газов.
18.	Резерфорд Эрнест (Англия)	1871-1937	Планетарная теория строения атома. Доказательство самопроизвольного радиоактивного распада с выделением альфа-, бета-, гамма -лучей.
19.	Якоби Борис Семенович (Россия)	1801-1874	Открытие гальванопластики и внедрение ее в практику типографского и монетного дела.
20.	И другие

Вопросы для самоконтроля:

1. Основные задачи общей и неорганической химии.

2. Методы химических реакций.

3. Препаративные методы.

4. Методы физико-химического анализа.

5. Основные законы.

6. Основные теории.

Лекция № 2

Тема: «Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева»

План

1. Строение атома и изотопы.

2. Квантовые числа. Принцип Паули.

3. Периодическая система химических элементов в свете теории строения атома.

4. Зависимость свойств элементов от строения их атомов.

Периодический закон Д.И. Менделеева вскрыл взаимную связь химических элементов. Изучение периодического закона поставило ряд вопросов:

1. В чем причина сходства и различия элементов?

2. Чем объясняется периодическое изменение свойств элементов?

3. Почему соседние элементы одного периода значительно отличаются по свойствам, хотя их атомные массы отличаются на небольшую величину, и наоборот, в подгруппах разница в атомных массах соседних элементов большая, а свойства сходные?

4. Почему расположение элементов в порядке возрастания атомных масс нарушается элементами аргон и калий; кобальт и никель; теллур и йод?

Большинство ученых признавали реальное существование атомов, но придерживались метафизических взглядов (атом самая мельчайшая неделимая частица вещества).

В конце XIX было установлено сложное строение атома и возможность превращения при определенных условиях одних атомов в другие. Первыми обнаруженными в атоме частицами были электроны.

Было известно, что при сильном накаливании и при освещении УФЛ с поверхности металлов отрицательное электронных и металлы заряжаются положительно. В выяснении природы этого электричества большое значение имели работы русского ученого А.Г. Столетова и английского ученого У. Крукса. В 1879 г. Крукс исследовал явления электронных лучей в магнитном и электрическом полях под действием электрического тока высокого напряжения. Свойство катодных лучей приводить в движение тела и испытывать отклонения в магнитном и электрическом полях дало возможность сделать вывод, что это материальные частицы, несущие наименьший отрицательный заряд.

В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) исследовал эти частицы и назвал их электронами. Так как электроны могут быть получены независимо от вещества, из которого состоят электроды, то это доказывает, что электроны входят в состав атомов любого элемента.

В 1896 г. А. Беккерель (Франция) открыл явление радиоактивности. Он обнаружил, что соединения урана обладают способностью испускать невидимые лучи, действующие на фотографическую пластинку, завернутую в черную бумагу.

В 1898 г., продолжая исследования Беккереля, М. Кюри-Складовская и П. Кюри открыли в урановой руде два новых элемента – радий и полоний, обладающие очень большой активностью излучения.

радиоактивный элемент

Свойство атомов различных элементов самопроизвольно превращаться в атомы других элементов, сопровождающееся испусканием альфа -, бета - и гамма – лучей, не видимых невооруженным глазом, называется радиоактивностью.

Следовательно, явление радиоактивности является прямым доказательством сложного строения атомов.

Электроны являются составной частью атомов всех элементов. Но электроны заряжены отрицательно, а атом в целом электронейтрален, то, очевидно, внутри атома находится положительно заряженная часть, которая своим зарядом компенсирует отрицательный заряд электронов.

Экспериментальные данные о наличии положительно заряженного ядра и его расположении в атоме были получены в 1911 г. Э. Резерфордом (Англия), который предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Атом в целом электронейтрален, следовательно, суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра.

Исследования Г. Мозли (Англия, 1913 г.) показали, что положительный заряд атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Итак, порядковый номер элемента указывает число положительных зарядов ядра атома, а так же число движущихся в поле ядра электронов. В этом заключается физический смысл порядкового номера элемента.

Согласно ядерной модели наиболее просто устроен атом водорода: ядро несет один элементарный положительный заряд и массу, близкую к единице. Оно называется протоном («простейший»).

В 1932 г. физик Д.Н. Чедвик (Англия) установил, что лучи, испускаемые при бомбардировке атома альфа-частицами, обладают огромной проницательной способностью и представляют собой поток электронейтральных частиц – нейтронов.

На основании изучения ядерных реакций Д.Д. Иваненко (физик, СССР, 1932 г.) и одновременно В.Гейзенберг (Германия) сформулировали протонно-нейтронную теорию строения ядер атомов, согласно которой ядра атомов состоят из положительно заряженных частиц-протонов и нейтральных частиц-нейтронов (1 Р) - протон имеет относительную массу 1 и относительный заряд + 1. 1

(1 n) – нейтрон имеет относительную массу 1 и заряд 0.

Таким образом, положительный заряд ядра определяется числом протонов в нем и равен порядковому номеру элемента в ПС; массовое число – А(относительная масса ядра) равно сумме протонов (Z) нейтронов (N) :

A = Z + N; N = A- Z

Изотопы

Атомы одного элемента, имеющие одинаковый заряд ядра и разное массовое число – изотопы. У изотопов одного элемента одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.

Изотопы водорода:

1 Н 2 Н 3 Н 3 – массовое число

1 - заряд ядра

протий дейтерий тритий

Z = 1 Z = 1 Z =1

N = 0 N = 1 N = 2

1протон 1 протон 1 протон

0 нейтронов 1 нейтрон 2 нейтрона

Изотопы одного элемента имеют одинаковые химические свойства и обозначаются одним химическим символом, занимают одно место в П.С. Так как масса атома практически равна массе ядра (масса электронов ничтожно мала), то каждый изотоп элемента характеризуется, как и ядро, массовым числом, а элемент атомной массой. Атомная масса элемента – это среднее арифметическое между массовыми числами изотопов элемента с учетом процентного содержания каждого изотопа в природе.

Предложенная Резерфордом ядерная теория строения атома получила широкое распространение, но в дальнейшем исследователи натолкнулись на ряд принципиальных трудностей. Согласно классической электродинамике электрон должен излучать энергию и двигаться не по окружности, а по спиралевидной кривой и в итоге упасть на ядро.

В 20 – х годах XX в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу, обладает свойствами волны и частицы.

Масса электрона равна 1 ___ массы водорода, относительный заряд

равен (-1) . Число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента. Электрон движется по всему объему атома, создавая электронное облако с неравномерной плотностью отрицательного заряда.

Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома (1913 г. , датский ученый Н. Бор). Главный тезис квантовой механики – микрочастицы имеют волновую природу, а волны – свойства частиц. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Область наиболее вероятного нахождения электрона в атоме (≈ 90%) называется атомной орбиталью.

Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.

Похожая информация.

«ОБЩАЯ и НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Часть II ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Школа имени А.Н.Колмогорова И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а УДК...»

Ю.М.К орен ев, В.П.Овчарен к о, Е.Н.Егоров

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Школа имени А.Н.Колмогорова

И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а

Рецензент

доцент Л.А.Куликов

(химический факультет МГУ)

Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Егоров Е.Н.

К 66 Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть II. Основные классы неорганических соединений. - М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. - 36 с.

ISBN 5-211-03933-5 Настоящее учебное пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химикобиологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.

Пособие знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.

УДК 546 ББК 24.1 © Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.Егоров, 1999 г.

ISBN 5-211-03933-5 © И.Н.Коровин, А.Т.Клименко - оформление, 2001 г.

Глава 1 Оксиды ОКСИДЫ - соединения, образованные атомами двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления (– 2).

К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, например Fe2O3, P4O10, кроме содержащих атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды), например, Na2O2 - пероксид натрия: Na O O Na O] – KO2 - надпероксид калия: K+ – KO3 - озонид калия: K+, которая не существует в природе:

Fe(OH) 2 + 2 [ H Fe O2 ] = Fe O 2 + H2O.

(Fe) Fe3O 4 От гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH)2, как основания, могут быть получены два двойных оксида - Pb2O3 и Pb3O4 (сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO3), а второй - ортосвинцовой кислоты (H4PbO4).

§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств Cреди оксидов, особенно среди оксидов d-элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25.

Солеобразующими оксидами называются оксиды, которые образуют соли.

Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.

– – –

Кислотными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.

Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.

– – –

Кислоты и основания § 1. Теории кислот и оснований Понятия «кислота» и «основание» сформировались в XVII веке. Однако содержание этих терминов неоднократно пересматривалось. Существует несколько теорий кислот и оснований. Здесь будут рассмотрены только три теории, которые чаще всего используются для объяснения химических процессов.

1.1. Электролитическая теория На основании теории электролитической диссоциации (1887), предложенной шведским физико-химиком Сванте Аррениусом (1859 – 1927 гг.), можно дать следующие определения кислотам и основаниям:

Кислоты - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах, в качестве катионов дают только катионы водорода (гидроксония - H3O+) и анионы кислотного остатка.

Например, HNO3 H+ + NO 3.

Основания - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов дают только анионы гидроксила (OH–) и катионы.

Например, KOH K+ + OH –.

– – –

K H 2O = K a.

Величину Ka называют константой ионизации кислоты (индекс «а» - от английского acid - кислота), в числителе обычно указывают не концентрацию катионов гидроксония, а концентрацию ионов водорода.

Качественно силу кислот можно оценить по правилу Полинга: если представить формулу оксокислоты в общем виде - HnЭOm, то по разности (m – n) можно оценить силу кислоты: у какой кислоты она больше та кислота и сильнее:

m – n = 0 - кислота очень слабая, HClO m – n = 1 - кислота слабая, HClO2 m – n = 2 - кислота сильная, HClO3 m – n = 3 - кислота очень сильная, HClO4.

Для многоосновных кислот для каждой ступени диссоциации можно записать свою константу ионизации, причем, как правило, каждая последующая константа меньше предыдущей на несколько порядков:

–13 K3 = 5, 10).

Замена одного атома кислорода в оксокислоте на атом фтора ведет к резкому увеличению силы кислоты. Примером может служить фторсульфоновая кислота HSO3F. Такие кислоты получили название суперкислот. К этому же классу кислот относятся и кислоты с комплексным анионом, например HSbF6.

5. По устойчивости. Некоторые оксокислоты существуют только в водных разбавленных растворах и являются термически неустойчивыми.

Получить их в индивидуальном виде невозможно, например H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. В то же время есть устойчивые к нагреванию кислоты, например, серная H2SO4 (tкип. = 296,5С).

6. По растворимости. По растворимости кислоты делятся на растворимые, такие как HNO3, H3PO4, и нерастворимые в воде - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. По соотношению воды и кислотного оксида. По этому признаку кислоты делятся на орто-, пиро-, мета-кислоты и кислоты переменного состава.

К орто-кислотам относятся кислоты, в которых отношение воды и кислотного оксида превышает 1. К таким кислотам относятся ортофосфорная H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3: 1].

– – –

Однако, используя серную кислоту для этих целей необходимо учитывать и другие свойства этой кислоты, ограничивающие ее применение.

Концентрированная серная кислота является достаточно сильным окислителем, поэтому ее нельзя использовать для получения таких кислот как HBr, HI, H2S, кислотообразующие элементы которых она может перевести в другие степени окисления, например:

8 HI + H 2SO4 = 4I2 + H2S + 4 H2O.

– – –

1. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислителями.

1.1. Реакции обмена

а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) - реакция нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

– – –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстановители и кислоты-окислители.

2. Свойства кислот-окислителей.

2.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями (см. 1.1 и 1.2 в п. 2.4).

2.2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.

а) Если металл, образующий основание, может находиться в нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления элементов, например:

Fe(OH)2 + 4 HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3 H2O.

б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:

2 FeO + 4 H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 4 H2O.

в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион, проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:

3 Na2S + 8 HNO3 (разб.) = 6 NaNO3 + 3 S + 2 NO + 4 H2O 8 NaI + 5 H2SO4 (конц.) = 4 I2+ H2S + 4 Na2SO4 + 4 H2O.

2.3. Взаимодействие с металлами.

Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не выделяется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:

Cu + 4 HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (разб.) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (оч.разб.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (оч.разб.) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

– – –

3.1. Классификация оснований Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.

1. Кислотность основания - число групп OH- способных обмениваться на кислотный остаток. Например, NaOH - однокислотное основание, Ca(OH)2 - двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, наприОснования мер, (MgOH)2CO3 - гидроксокарбонат (основной карбонат) магния;

MgCO3 - карбонат (средний карбонат) магния.

2. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.

3. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Сильные, растворимые в воде основания называются щелочами.

4. Термическая устойчивость оснований. При нагревании большинство оснований разлагаются на оксид металла и воду. Устойчивыми являются гидроксиды щелочных металлов, начиная с натрия, они плавятся без разложения. Гидроксиды лития, стронция, бария и радия разлагаются при температуре несколько выше температуры плавления, гидроксиды остальных металлов разлагаются до плавления.

5. По отношению к кислотам и щелочам гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфотерные. К основным гидроксидам относятся гидроксиды, растворяющиеся только в кислотах и не реагирующие со щелочами, к амфотерным - гидроксиды, растворяющиеся как в кислотах, так и в щелочах.

Основными являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также гидроксид магния и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, Cr(OH)2, Mn(OH)2 и др.

Амфотерными являются гидроксиды Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2, гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например, Cr(OH)3, Fe(OH)3.

– – –

Для получения гидроксидов этим способом необходимо разделить катодное и анодное пространства, иначе будет происходить взаимодействие хлора со щелочью с образованием других продуктов.

7. Важнейшим способом получения слабых, нерастворимых в воде оснований является осаждение их из растворов солей щелочами или раствором аммиака MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.

При осаждении амфотерных гидроксидов щелочами полноту осаждения можно достичь только при смешении строго эквимолярных количеств соли и щелочи. Поэтому для осаждения амфотерных гидроксидов используют раствор аммиака в воде. Аммиаком нельзя осаждать гидроксиды тех металлов, которые образуют с ним комплексные катионы.

§ 3. Основания Гидроксид аммония не может быть получен таким способом, т. к. повышение концентрации анионов OH – приводит к уменьшению растворимости аммиака в воде и выделению его из раствора в виде газа:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Этот же способ применим и для получения растворимых в воде оснований:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (каустизация соды).

Сдвиг равновесия в сторону образования NaOH достигается за счет образования CaCO3, обладающего меньшей растворимостью, чем Ca(OH)2.

Для большего смещения равновесия в сторону образования гидроксида щелочного металла используют гидроксид бария и сульфат соответствующего щелочного металла:

Ba(OH)2 + Cs2SO4 = BaSO4 + 2 CsOH.

8. Окислением катиона, находящегося в низшей степени окисления, до высшей:

4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3.

– – –

Соли C точки зрения электролитической теории можно дать следующее определение этому классу соединений СОЛИ - электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов или другие, более сложные, катионы, например, NH, UO 2, 2+ и анионы кислотного остатка.

– – –

1. Средние соли - соли, которые образуются в результате полной нейтрализации кислоты основанием (при замещении всех катионов водорода на катионы металла):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Кислые соли - соли, которые образуются при неполной нейтрализации кислоты основанием (замещаются не все катионы водорода на катионы металла). Соли этого типа могут быть образованы только многоосновными кислотами.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 - кислота двухосновная, при полной нейтрализации которой образуется средняя соль Na2SO4, а при замещении одного атома водорода на металл образуется кислая соль NaHSO4.

H3PO4 - кислота трехосновная, в которой возможно последовательное замещение одного, двух или всех трех атомов водорода на атомы металла.

И при нейтрализации этой кислоты возможно образование трех рядов солей:

NaH2PO4, Na2HPO4 и Na3PO4.

Соли В общем же случае к кислым солям относятся соли в которых мольное содержание кислотного оксида больше мольного содержания основного оксида, например, Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. При реакции с основными оксидами и гидроксидами эти соли переходят в средние соли:

Na2Cr2O7 + 2 NaOH = 2 Na2CrO4 + H2O CoO + Na2B4O7 = 2 NaBO2 + Co(BO2)2.

3. Основные соли - соли, которые являются продуктом неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой:

Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O.

4. Двойные соли - соли, в состав которых входят анионы только одного вида и разные катионы, например, KAl(SO4)2 12 H2O.

5. Смешанные соли - соли, в состав которых входят катионы одного вида и анионы разных кислот, например, хлорная известь CaCl(OCl).

6. Комплексные соли - соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. При написании молекулярных формул таких солей комплексный катион или анион заключают в квадратные скобки, например:

K3, K, Na OH, (OH)2.

– – –

ГЛАВА 1. ОКСИДЫ

§ 1. Физические свойства оксидов

§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств.. 4

2.1. Классификация оксидов по химическим свойствам

2.2. Закономерности изменения свойств оксидов

§ 3. Способы получения оксидов

§ 4. Химические свойства оксидов

4.1. Основные оксиды

4.2. Кислотные оксиды

4.3. Амфотерные оксиды

4.4. Общие химические свойства оксидов

ГЛАВА 2. КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ

§ 1. Теории кислот и оснований

1.1. Электролитическая теория

1.2. Протолитическая теория

1.3. Электронная теория

§ 2. Кислоты

2.1. Классификация кислот.

2.2. Способы получения кислот

2.3. Общие методы получения любых кислот

2.4. Химические свойства кислот

§ 3. Основания

3.1. Классификация оснований

3.2. Способы получения оснований

3.3. Химические свойства оснований

ГЛАВА 3. СОЛИ

§ 1. Классификация солей

§ 2. Способы получения солей

§ 3. Химические свойства солей

КОРЕНЕВ Юрий Михайлович, проф. ФНМ МГУ ОВЧАРЕНКО Валерий Павлович, ст. преподаватель химического факультета МГУ ЕГОРОВ Евгений Николаевич, ст. н. с. химического факультета МГУ

– – –

Подписано в печать 04.12.2000. Формат 60 84 1/16. Бумага офс. № 1.

Офсетная печать. Гарнитура Таймс. Усл. печ. л. 2,25. Уч.-изд. л. 2,25. Тираж 150 экз.

Многие считают, что МГУ недоступен для "обычных" абитуриентов - надо, мол, готовиться у специальных репетиторов или хотя бы учиться в специальной школе при МГУ, например в Специализированном учебно-научном центре (СУНЦ) МГУ - интернате имени А. Н. Колмогорова.

Но преподавателям общей и неорганической химии, ведущим занятия на нескольких факультетах МГУ, известно, что хорошо подготовленные студенты приходят в Московский университет и из "неуниверситетских" школ. Например, каждый год студентами "трудных" факультетов (химического, биологического) становятся школьники, которых учил химии Соросовский учитель С. Т. Жуков (московская школа № 548, Центр образования "Царицыно"").

Эти учебные пособия можно назвать уникальными. Строгая система определений сочетается в них с научной строгостью изложения. Пособия очень хороши для учащихся 11-х классов, повторяющих химию накануне выпускных и вступительных экзаменов (к тестовому Единому государственному экзамену это не относится, для него учебники слишком "умные"). Книги могут быть полезными также для студентов младших курсов, обучающихся нехимическим специальностям.

В пособиях уделено много внимания факультативным темам школьного курса химии (например, "равновесия в растворах", "комплексные соединения"), которые обычно отсутствуют в традиционных школьных учебниках. Однако задачи на данные темы регулярно используются во вступительных экзаменах по химии в МГУ (факультеты: химический, биологический, биоинженерии и биоинформатики, фундаментальной медицины, почвоведения, факультет наук о материалах).

Кроме того, пособия хорошо готовят к университетскому курсу общей и неорганической химии, который изучают первокурсники перечисленных факультетов, а также студенты-геологи и географы.

Среди особенностей учебных пособий С. Т. Жукова следует отметить строгое различение реального и формального заряда ионов при записи формул, которое для абитуриентов является, пожалуй, даже чрезмерным. Тем не менее, при электронной публикации данное различие сохраняется. Обычно школьники (и многие студенты) не подозревают, что, например, в кристалле хлорида натрия реальный заряд ионов натрия и хлора равен не 1е, а только 0,78е. Поэтому автор пособия предлагает обозначать эффективные заряды ионов знаками в кружочках: Na , Al3 .

Публикация пособий С.Т.Жукова начинается с разделов, традиционно являющихся одними из самых трудных для абитуриентов и студентов. Это темы "Равновесие" и "Равновесие в растворах". Пособия дополнены примерами задач вступительных экзаменов на соответствующие темы.

В.В.Загорский,
ст.н. сотр. кафедры общей химии Химического факультета МГУ,
доцент СУНЦ МГУ, Соросовский учитель

Напечатать