Республики казахстан


Основные понятия, которые необходимо знать после изучения материала данной лекции



страница7/10
Дата09.05.2018
Размер1.77 Mb.
ТипСамостоятельная работа
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Основные понятия, которые необходимо знать после изучения материала данной лекции: ковалентная, ионная, водородная связи, полярная и неполярная связь, гибридизация, сигма- и пи- связи, метод молекулярных орбиталей, связывающие и разрыхляющие орбитали.

Вопросы для самоконтроля

  1. Какова причина возникновения межатомных связей?

  2. Что такое энергия связи? Каково значение этой характеристики для оценки свойств соединений? Приведите примеры менее и более прочных связей.

  3. Какие связи называют полярными? Приведите примеры.

  4. Дайте характеристику различных типов межмолекулярных связей.

  5. Назовите отличительные черты неполярных, полярных и ионных веществ. Приведите примеры.

Рекомендуемая литература: 1. Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш.Неорганическая химия,2012 с. 70-86;

2. Глинка Н.С. Задачи и упражнения по общей химии,1988,с. 54- 72;

3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия, 1997, с.
Лекция 13. Комплексные соединения

1. Координационная теория Вернера

2. Природа химической связи в комплексных соединениях

3. Устойчивость комплексов

1. Строение комплексов раскрыл швейцарский ученый А.Вернер в 1893г. В молекулах комплексных соединений выделяют центральный атом или ион М и непосредственно связанных с ним n – молекул (или ионов) лигандов.

Центральный атом с окружающими его лигандами образуют внутренную сферу комплекса, которая заключена в квадратные скобки; непосретственно не связанные другие частицы образуют внешную сферу. Центральный атом координирует лиганды , геометрически правильно располагая их в пространстве. Поэтому комплексные соединение часто называют координационными. Число n лигандов соответственно называется координационным число. Наиболее прочные комплексы образуют переходные металлы. Для жизнедеятельности человека особенно важны комплексные соединения марганца, цинка, кобальта, меди, железа, молибдена. Амфотерные р-элементы алюминий, олова, свинец также образуют различные комплексы.



2. Образование химической связи в комплексных соединениях может быть рассмотрено как с позиций метода ВС, так и на основе метода МО. Согласно методу ВС при взаимодействии с лигандами происходит возбуждение центрального атома или иона и гибридизация его орбиталей.

Конфигурация валентной оболочки иона меди +2 в основном состоянии описывается формулой 3d24s04p0 , поэтому имеются 4 свободные орбитали: 4s, 4px, 4py, 4pz . При взаимодействии лигандами, напимер аммиаком , эти орбитали подвергаются гибридизации sp3, в молекулах аммиака атом азота также находится в sp3 – гибридном состоянии. Три sp3 – АО азота используются для связи с атомами водорода. На четвертой sp3 – АО находится неподеленная пара электронов. Таким образом четыре sp3 – АО азота с неподеленной парой электронов перекрываются с 4 пустыми sp3 – АО иона меди. Образуются в соответствии с методом ВС 4 равноценные двухэлектронные  - связи: азот – ионы меди.

Поскольку атомы азота отдают пару электронов в «общие пользование», их называют донорными атомами. Соответственно центральный ион меди(ІІ) используют электронную пару азота для образования связи. Такой атом называют акцептором. Образующиеся описанным способом химические связи называются донорно-акцепторными. Формула комплекса меди CuSO44NH3 можно записать Cu(NH3)4SO4 .


  1. В рассмотренном комплексном соединений лиганда – аммиак имеет один атом – донор азот . Широко распространены ,особенно в живой природе , лиганды с несколькими донорными атомами. Такие лиганды называют полидентатными. Для определения устойчивости (прочности) комплексов определяют константы устойчивости комплексов. Химическая связь между внешней и внутренней сферами ионная, а связь внутренней сфере между центральным ионом и лигандами донорно-акцепторная. Внутренняя сфера диссоцирует очень мало: Cu(NH3)42+  Cu2+ + 4 NH3 . На основе закона действующих масс определяют константу. Обратная величина константе устойчивости называют константой нестойкости.


Основные понятия, которые необходимо знать после изучения материала данной лекции: лиганды, комплексообразователь, внутренняя сфера, внешняя сфера, координационное число, дентантность, катионный, анионный, нейтральный комплексы, константа нестойкости.
Вопросы для самоконтроля:

1.Что такое комплексные соеднинения?

2.Как определяют координационное число?

3.Какая связь между внутренней и внешней сферами?

4.Какая связь между комплексбразователем и лигандами?

5.Применение комплексных соединений,


Рекомендуемая литература:

1. Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш.Неорганическая химия,2012 с. 92-104;



2. Глинка Н.С. Задачи и упражнения по общей химии,1988,с. 198- 214;

3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия, 1997, с.

Лекция №14,15. Общие свойства металлов и неметаллов

  1. Расположение металлов и неметаллов в периодической системе

  2. Физические и химические свойства металлов и неметаллов

1 Расположение металлов в периодической системе.



Большинство химических элементов относится к металлам. В атомах металла внешние электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллических элементов. Металлы имеют низкие потенциалы ионизации и выступают в качестве восстановителей. В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе различают s,p,d,f-металлы. К s-металлам относятся элементы, у которых происходит заполнение внешнего s-уровня, это элементы главных подгрупп 1 и 2 группы периодической системы химических элементов Менделеева – щелочные и щелочноземельные металлы. Они наиболее сильные восстановители среди металлов. К числу p-металлов относятся элементы 3 и 4 группы находящиеся в главных подгруппах и расположенные левее диагонали бор-астат. Металлические свойства этих элементов выражены гораздо слабее. Металлы 4, 5, 6 групп примыкающие к диагонали бор-астат являются типичными полупроводниками (то есть их электронная проводимость с повышением температуры увеличивается). Характерная черта этих элементов образование амфотерных гидроксидов. Наиболее многочисленны d-элементы. В периодической системе химических элементов они расположены между s и p-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из 10 d-элементов. Известны 4d-семейства: 3d, 4d, 5d, 6d. Кроме скандия и цинка, все переходные металлы могут иметь несколько степени окисления. Максимально возможная степень окисления d-металла +8 (Например, у осмия OsO4). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, а затем убывает. Эти элементы типичные металлы. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы периодической системы (например, Cu-Ag-Au; Zn-Cd-Hgи т.д.). Самая характерная особенность d-элементов исключительная способность к комплексообразованию. Металлы с достраивающимися f-слоями образуют 2 группы очень похожих между собой элементов – лантаноидов актиноидов. Каждое семейство f-элементов состоит из 14 элементов. Лантаноиды (4f- элементы) называют редкоземельными элементами из-за малой их распространенности и рассеянности в природе. В химическом отношении они чрезвычайно похожи и могут быть разделены с очень большим трудом. Типичная степень окисления лантаноидов +3. Среди актиноидов (5f-элементы) большинство радиоактивные элементы. В виду энергетической близости 5f, 6d, 7s слоев актиноиды способны проявлять несколько степеней окисления. Небольшое число металлов (Ag, Au, Pt, Hg) встречаются в природе в свободном состоянии. Большинство металлов находятся в природе в форме минералов и руд. Среди наиболее распространенных соединений металла это оксиды, сульфиды, силикаты, карбонаты, сульфаты. В промышленности металлы получают восстановлением соответствующих руд. Железы и сплавы на его основе традиционно называют черными металлом. Медь, цинк, свинец и некоторые другие относятся к цветным металлам. В жидком состоянии (расплаве) металлы полностью сохраняют свои электрические и оптические свойства. В расплаве сохраняется примерно такое же взаимное расположение атомов, как и в твердом состоянии. При нормальных условиях все металлы твердые кристаллические вещества за исключением ртути – тяжелой подвижной жидкости (tплавления = -39 0C). Многие металлы способны реагировать друг с другом. Продукты взаимодействия металлов между собой относят к сплавам. Структура сплавов во многом подобно струкуре чистых металлов. При плавлении и последующей кристаллизации металлы способны образовывать либо химические соединения (интерметалиты), либо твердые растворы. Ртуть с некоторыми металлами образует жидкие сплавы, называемые омальгамами.
2 Физические и химические свойства металлов

Физические свойства металлов. К общим физическим свойствам металлов относятся их высокая электрическая проводимость и теплопроводность, а также пластичность, т.е. способность подвергаться деформации при обычных и при повышенных температурах, не разрушаясь. Пластичность металлов имеет очень большое практическое значение. Благодаря этому свойству металлы поддаются ковке, прокатке, вытягиванию в проволоку, штамповке. Металлам также характерен металлический блеск.

Максимальную электрическую проводимость имеют серебро, медь, золото, алюминий. Плотность металлов находится в периодической зависимости от порядкового номера элемента. К легким (5 г/см3) относятся s-металлы и алюминий, скандий и титан, минимальную плотность имеет литий (=5 г/см3), к тяжелым относятся в основном d-металлы 5-7 периодов. Максимальную плотность имеет осмий (=22,6 г/см3).

Температура плавления металлов также находится в периодической зависимости от порядкового номера элемента. К легкоплавким относятся в основном s- и р-металлы, а также d-металлы II группы. К тугоплавким (tпл выше 15000) принадлежат, в основном, d-металлы IV-VIII групп.

Химические свойства металлов. Все металлы в свободном состоянии – восстановители, в соединениях их степени окисления всегда положительны.

Восстановительная активность металла, т.е. его способность отдавать электроны количественно характеризуется величиной энергии ионизации I и стандартным электродным потенциалом 0: чем меньше I и чем отрицательнее 0, тем активнее металл.

Большинство ионов металлов, особенно d-элементов, образуют многочисленные координационные соединения.

Основные типы химических реакций, в которые вступают металлы, можно классифицировать следующим образом.

I. Реакции с участием атомов металлов. В этих реакциях металл всегда выступает в роли восстановителя.

1. Реакции с неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом. В результате реакций образуются оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды. Самые активные металлы – s-элементы вступают в реакцию с водородом, образуя гидриды.

2. Реакция с катионами других металлов, например:

Fe + Cu2+ = Cu + Fe2+

Возможность протекания таких реакций определяется относительным положением металлов в ряду напряжений.

3. Реакция с кислотами. Хлороводородная и разбавленная серная кислоты могут быть окислителями только за счет ионов Н+.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

С данными кислотами взаимодействуют только металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода.

Концентрированная серная кислота является окислителем за счет S6+. В зависимости от активности металла серная кислота восстанавливается до SO2 (Cu, Sn) или до H2S (Zn, Mg).

Азотная кислота может быть окислителем только за счет N5+. В зависимости от концентрации кислоты и активности металла продуктами восстановления могут быть NO2, NO, NH4NO3.

4. Реакция с водой. Взаимодействуют только s-элементы:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

5. Реакция со щелочами. Металлы, гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами (Zn, Sn, Al, Be, Cr) со щелочами образуют гидроксокомплексы:

2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3Al(OH)6 + 3H2

II. Реакции с участием одноатомных катионов.

1. Взаимодействие с катионами других металлов:

2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2++ Sn4+

Возможность протекания этой окислительно-восстановительной реакции определяется соотношением окислительно-восстановительных потенциалов.

2. Реакция комплексообразования:

Ni2+ + 6NH4OH = Ni2+(NH3)62+ + 6H2O



  1. Взаимодействие с молекулами растворителя. Это процессы гидратации, гидролиза, образования оксоанионов и оксокатионов.

Вопросы для самоконтроля



  1. Охарактеризуйте физические и химические свойства, характерные для всех металлов.

  2. Напишите электронные формулы одноатомных катионов, образуемых магнием, марганцем, цезием, железом, галлием, серебром.

  3. Какой из перечисленных катионов может окислить железо до Fe2+:Sn2+, Ni2+, Cu2+, K+, Al3+, Ag+.

  4. Составьте уравнения реакций: а) окисления меди разбавленной и концентрированной азотной кислотой; б) окисления цинка концентрированной серной кислотой; в) взаимодействия олова с концентрированным раствором щелочи; г) восстановления оксида меди(II) углем.

  5. Почему явление комплексообразования для d-элементов характернее, чем для s- и p-элементов?


Рекомендуемая литература:

1. Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш.Неорганическая химия,2012 с. 209-226;



2. Глинка Н.С. Задачи и упражнения по общей химии,1988,с. 215- 255;

3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия, 1997, с.



  1. ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ


Модуль 1.

Лабораторное занятие № 1. Химические свойства кислот, оснований, солей, оксидов и их получения

Цель занятия: Изучить основные химические свойства классов неорганических соединений

Оксиды

ОПЫТ №1 Получение оксидов непосредственным окислением элементов. Поместить на металлическую ложечку кусочек серы и нагреть в пламени спиртовки. Как только сера загорится внести ложечку в банку, не касаясь дна и стенок. Когда сера сгорит, ложечку вынуть, в банку налить немного дистиллированной воды и взболтать. Испытать раствор лакмусом. Написать уравнение реакции. Каков характер оксида? Сделайте вывод.

ОПЫТ №2 Получение оксидов разложением солей. В сухую пробирку поместить немного основного карбоната меди ((СиОН)2С03). Держа пробирку в наклонном положении, нагреть до полного разложения соли. Какого цвета вещество остается? Что выделяется на холодных стенках пробирки? Написать уравнение реакции. Сделайте вывод.

ОПЫТ №3 Получение оксидов разложением гидроксидов.

На раствор сульфата меди действуем избытком щелочи, получаем гидроксид меди. Полученный осадок нагреть. Объяснить почернение осадка и написать уравнение реакции. Сделайте вывод.



ГИДРОКСИДЫ

ОПЫТ №4 Взаимодействие с кислотами. В пробирку налейте несколько капель раствора гидроксида натрия. Добавьте 1 -2 капли фенолфталеина, затем по каплям приливайте раствор соляной кислоты. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод.

К ислоты

ОПЫТ №5 Взаимодействие кислот с металлами. В пробирку с 3-4 мл. серной кислоты (разб.) опустить кусочек цинка, пробирку нагреть до кипения. Что наблюдается? Написать уравнение реакции. Сделайте вывод.

Соли

ОПЫТ №6 Взаимодействие двух различных солей. К 1 мл. раствора сульфата натрия прилить 1 мл. раствора хлорида бария. Что наблюдается? Написать уравнение реакции. Сделайте вывод.

Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы:

  1. Дайте определения с позиций теории электролитической диссоциации кислотам, основаниям и солям.

  2. Классифицируйте неорганические соединения по составу (бинарные и многоэлементные) и по свойствам (функциональным признакам)

ЛАБОРАТОРНОЕ ЗАНЯТИЕ № 2

Определение эквивалентной массы металла

Цель работы: Определить эквиваленты активных металлов, способных вытеснять водород из разбавленных кислот: магния, цинка, алюминия, хрома, марганца и др.

Определение эквивалента металла производится в приборе, собранном из






двух бюреток (см. рисунок), закрепленных в лапках штатива. Бюретки соединяют между собой резиновой трубкой. Перед опытом бюретки заполняются водой так, чтобы уровень воды был чуть ниже нулевого деления. Собранный прибор проверяют на герметичность. Для этого к бюретке присоединяют пробирку, а бюретку с открытым концом опускают вниз на 15-20 см, если прибор герметичен, то уровень в закрытой бюретке, после незначительного понижения, остается без изменения.

Убедившись в герметичности прибора, бюретки устанавливают так, чтобы вода в них была на одном уровне, и приступают к опыту.

В пробирку налить через воронку 4-5 мл разбавленной соляной кислоты /1:3/ и добавить 3 капли раствора сульфата меди. Следите, чтобы верхняя часть пробирки была сухой. Получите у лаборанта навески металла и запишите массу в лабораторную тетрадь. Металл поместите в верхнюю часть пробирки (пробирку при этом держать возможно ближе к горизонтальному положению). Закройте пробирку резиновой пробкой, слегка смоченной водой, и снова проверьте герметичность прибора. Закрепите бюретки так, чтобы положение воды в них было на одном уровне. Отметьте уровень воды в бюретке с пробиркой и запишите в тетрадь. Чтобы правильно замерить уровень воды в бюретке, глаз наблюдателя должен находится на одном уровне с нижним менисом воды.

Наклоните пробирку так, чтобы металл упал в кислоту. Выделяющийся газ при воздействии металла с кислотой (водород) вытесняет воду из бюретки. Когда весь металл растворится , отметьте уровень воды в бюретке с пробиркой и запишите его в таблицу.

Отметить показания барометра и термометра и записать их в тетрадь.
ФОРМА ЗАПИСИ


  1. Масса металла ______________ m (г)

  2. Уровень воды в бюретке с пробиркой:

а) до опыта V1_______________ (мл)

б) после опыта V2____________ (мл)

в) температура опыта t0________

Атмосферное давление Р aтм______(мм рт. ст.)



  1. Давление насыщенного пара Р пар_____(мм рт. ст.)

ВЫЧИСЛЕНИЯ

  1. Объем выделившегося водорода V, H2 = V2 –V1 (мл)

  2. Абсолютная температура Т=273 + t0

  3. Давление водорода РН 2 = Р aтм - Рпар (мм рт. ст.)

  4. Объем эквивалента водорода при нормальных условиях:

V Н2 = 22,4л/2 = 11,2 л = 11200 (мл)

  1. Объем выделившегося водорода, приведенный к нормальным условиям:


V0*P0 = V*P V0 = PH2 * VH2* 273 = PH2 * VH2

Т0 Т 760* Т 2,78*Т
6. Эквивалентная масса металла:

M = V0 Эмет = m*Vэ H2 = m*11200

Эмет VэН2 V0 V0


7. Показав результаты преподавателю и узнав точное значение
эквивалентной массы металла, рассчитайте относительную ошибку опыта в процентах:

П = (Этеор.-Э эксп.).100%

Этеор.

Вопросы для самопроверки и защиты лабораторные работы:



1.. От чего зависит эквивалент химического элемента?

2. Как находят эквиваленты сложных веществ?

3. Что такое эквивалент и эквивалентная масса вещества?

4. Одинакова ли эквивалентная масса железа в хлоридах железа (ІІ, ІІІ)?

5. На нейтрализацию 25 мл соляной кислоты с титром 0,036 израсходовано 1,3 г соды, найти эквивалент соды. Ответ: 53г/моль

Модуль 3

ЛАБОРАТОРНОЕ ЗАНЯТИЕ №3

Определение энтальпии нейтрализации.

Цель занятия: Определение энтальпии реакции нейтрализации для реакции нейтрализации:

Оборудование и реактивы:


  1. Калориметр с мешалкой,

  2. Термометр Бекмана или термометр с ценой деления 0,1°С

  3. 2н. растворы: NaOН, КОН, HNO3, HC1, NH4OH, CH3COOH

4. Секундомер (таймер).

5. Мерные цилиндры на 50 мл для каждого раствора.

6. Технохимические (аптечные) весы с разновесами

Ход работы:

Упрошенный калориметр состоит из двух стаканов. В большой стакан вставляют другой стакан меньшего размера. Стаканы не должны между собой соприкасаться Во избежание потерь теплоты через стенки внутреннего стакана калориметра между ними помещают прокладки, внутренний стакан закрывают крышкой с тремя отверстиями в которые вставлены термометр {цена деления 0,1 оС}- мешалка и воронка для вливания растворов. Выполняется 2 опыта с сильными электролитами и 1 со слабыми.

Взвесить внутренний калориметрический стакан на технохимических весах и налить в него 50 мл 2 н. раствора щелочи, отметить температуру раствора с точностью до 0,1 °С (t° шелочи ). Вставить внутренний стакан с раствором шелочи во внешний стакан, закрыть его крышкой, в отверстие крышки поместить мешалку, термометр и воронку. Отмерить цилиндром 50 мл 2 н. раствора кислоты и измерить его температуру ( кислоты).

При непрерывном помешивании быстро прилить через воронку раствор кислоты к раствору щелочи, отметить самую высокую температуру раствора -1 и конечную, которую показывает термометр после смешивания растворов. Вычислить среднюю температуру растворов до реакций -t° начальную (среднее арифметическое из температур растворов кислоты и щелочи), затем рассчитать разницу;  t° = t° кон. – t0 нач

Принимая плотность раствора и его удельную теплоемкость равными единице, а удельную теплоемкость стекла равной 0,18 кал/гград, вычисляют по формуле q = ( t2 – t1) c количество выделившегося теплоты, где t2 и t1 конечная и начальная температуры в калориметре;  c – теплоемкость системы – сумма теплоемкостей калориметрического сосуда и находящегося в нем вещества, равная c1m1 + c2m2 ; с1 и с2 - удельные теплоемкости стекла и жидкости; m1 и m2 – массы калориметрического стакана и жидкости, находящейся в калориметрическом сосуде.

Для пересчета теплового эффекта на моль вещества пользуются формулой: H = qM/m, где H – тепловой эффект, рассчитанный на моль; m – навеска вещества, взятого для калориметрического опыта; М – молекулярная масса вещества. Тепловой эффект реакции нейтрализации равен – 57кДж/моль, рассчитайте относительную ошибку опыта в процентах: П = (H теор.- H эксп.)100%

Hтеор.


Каталог: ebook -> umkd
umkd -> Программа дисциплины «Аграрная экология»
umkd -> Республики казахстан
umkd -> Лекция Теоретические основы стратегии экономического развития Республики Казахстан
umkd -> Республики казахстан
umkd -> Лекция часа Приборы для контроля параметров микроклимата, систем вентиляции, пылегазового режима, пылегазоулавливающих систем
umkd -> Республики казахстан
umkd -> Республики казахстан
umkd -> Учебно-методическии комплекс
umkd -> Республики казахстан
umkd -> Учебно-методический комплекс дисциплины «Основы судебно-медицинской экспертизы»


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10


База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница