Общая химия.ppt

элемент – атомы Z-const
Zē
Молекула – количество атомов n ≥ 2
H,

Вещества – состоят из атомов или молекул

Простые вещества - Ax

Сложные вещества - AxBy…

Химическая формула

H2O,

AD BC
молекулы обмениваются атомами
Уравнение химической реакции
Закон сохранения вещества –

Закон сохранения заряда – ионные уравнения

связи в молекулах являются чисто ионными
Типы хим. связи: ионная,

ковалентная неполярная,


ковалентная

0 -1 -2
О2 Н2О2 Н2О

элементов главных подгрупп:
СтОк простых в-в = 0
Ме только +
∑ СтОкmol

-3 ÷ +5
Hal (Cl2, Br2, I2)

Определение степеней окисления атомов, образующих молекулу:

Cr(OH)3

Na2Cr2O7

AxBy…
Радикалы - А•
AxBy•
Ионы – Аn+, Bn-
AxByn+…,

ток.
В соответствии с законом Кулона на

электролиты – α < 3-5%
Средние электролиты –

Степень диссоциации - , или

По величине α электролиты условно делят на:

– групповое наименование щелочи:
LiOH
NaOH
KOH
Ca(OH)2
… Sr(OH)2
Ba(OH)2
b) Сильные кислоты:

H2SO4
HNO3
HCl
HBr
HI

c) Подавляющее большинство солей

Не путать с растворимостью солей: соль м.б. труднорастворимой,
но все молекулы,что перешли в раствор диссоциируют на ионы, т.е.
сила электролита определяется условием (α → 1)

Остальные гидроксиды – слабые электролиты

слабые многоосновные электролиты диссоциируют ступенчато, причем по
каждой следующей ступени в меньшей степени

H2S ⇔ H+ + HS-
HS- ⇔ H+ + S2-

NaOH → Na+ + Cl-

H2SO4 → 2H+ + SO42-

AlCl3 → Al3+ + 3Cl-

с элементом ЭхОу
СтОк

+1

+2

+3

+4
…
Формула

Э2О Э-О-Э

ЭО Э=О

Э2О3 О=Э-О-Э=О

ЭО2 О=Э=О
…

Номенклатура оксидов
Оксид – Э – СтОк(если надо)
Примеры:

и основаниями
CO,NO,N2O
Вступают в

с основаниями (щелочами) (+ОН-)
Кисл. св-ва
Пример: ZnO
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2

ZnO + 2Na+ +2OH- → 2Na+ + ZnO22- + H2O ионная форма уравнения

ZnO + 2OH- → + ZnO22- + H2O краткая ионная форма уравнения

Осн. св-ва

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O м. ф.

ZnO + 2H+ +2Cl- → Zn2+ + +2Cl-+ H2O и. ф.

ZnO + 2H+ → Zn2+ + H2O кр. и. ф.

В ионной форме уравнения в виде ионов записываются
сильные, хорошо растворимые электролиты. Все
остальные вещества в виде молекул

с водой реагируют:
1). оксиды, которым соответствуют щелочи
Na2O + H2O →2NaOH
CaO

2). большинство кислотных оксидов

SO3 + H2O → H2SO4

Остальные оксиды (основные и амфотерные) получаются
косвенным путем:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2H+ → Zn2+ + H2O

2. ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2↓ + 2NaCl
Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2↓

(I)
Ме(ОН)2 -"- (II)
Ме(ОН)3 -"- (III)
Ме(ОН)4 -"-

Степ. окисл. если надо!,
например: Zn(OH)2 - гидроксид Zn,
но: Fe(OH)2 - гидроксид Fe(II)
Fe(OH)3 - гидроксид Fe(III)

моногидроксид Ме
дигидроксид Ме
тригидроксид Ме
тетрагидроксид Ме

Me(OH)n
Pb(OH)2↓
Al(OH)3↓
⇔ Pb2+ + 2OH-
H2PbO2⇔ 2Н+ + PbO2-


⇔ Al3+ +

⇔ H+ + HAn2-
HAn2- ⇔ H+ + An3-
Многоосновные основания n>1

Me(OH)3 ⇔ OH– + Me(OH)2+

Me(OH)3 ⇔ OH– + Me(OH)2+

Me(OH)2+ ⇔ OH– + Me3+

Примеры

H2SO3 ⇔ H+ + HSO3-

HSO3- ⇔ H+ + SO32-

Ni(OH)2 ⇔ (NiOH)+ + OH-

(NiOH)+ ⇔ Ni2+ + OH-

= NaCl + H2O

Нормалная соль (средняя)
Продукт полной нейтрализации
основания и

Гидроксо-соль (основная)
Продукт неполной нейтрализации
основания кислотой

Гидро-соль (кислая)
Продукт неполной нейтрализации
кислоты основанием

МеH2An ⇔ Ме+ + H2An-
Ме2HAn ⇔ 2Ме+ + HAn2-
Ме3An ⇔

Средняя соль −

Многоосновные основания Me(OH)3

Me(OH)2An ⇔ Me(OH)2+ + An-

Me(OH)An2 ⇔ Me(OH)2+ + 2An-

MeAn3 ⇔ Me3+ + 2An-

Средняя соль −

гидроксокатионы

H2O
Cu(OH)2 + 2 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 H2O
Cu(OH)2 +

Cu(OH)2 + H+→ (CuOH)+ + H2O

Cu(OH)2 + HNO3 → (CuOH)NO3 + H2O

2 NaOH + H2SO3 → Na2SO3 + 2 H2O

2 OH- + H2SO3 → SO32- + 2 H2O

NaOH + H2SO3 → NaHSO3 + H2O

OH- + H2SO3 → HSO3- + H2O

1. Нитрат натрия

2. Нитрат меди; гидроксонитрат меди

3. Сульфит натрия; гидросульфит натрия

+ H+ → H2O + [Al(OH)2]+
[Al(OH)2]Cl
дигидроксохлорид
алюминия
Men+ + m OH-

Al3+ + 2 OH- → [Al(OH)2]+

Al(OH)3 + HCl → H2O + [Al(OH)2]Cl

AlCl3 + 2 NaOH → [Al(OH)2]Cl + NaCl

Кислые соли

HnAn + m OH- → m H2O + Hn-mAnm-

H2SO3 + KOH → KHSO3 + H2O

H2SO3 + OH- → HSO3- + H2O

KHSO3
гидросульфит
калия

Ann- + m H+ → HmAn(n-m)-

SO32- + H+ → HSO3-

K2SO32- + H2SO3 → 2 KHSO3

+ CD2 = 2AD + C2+ + B2-
2A+ +

растворение твердого вещества
A+ + D- → AD
AB↓ + CD →

AB↓ + D- → AD + B-

H+ + 2OH- → 2 H2O
Zn(OH)2↓ + 2OH- → 2H2O

•Реакции с образованием слабой кислоты или основания .

H2SO4 + 2KNO2 → 2 HNO2 + K2SO4

NH4Cl + KOH → NH4OH + KCl

H+ + NO2- → HNO2

NH4+ + OH- → NH4OH

+ AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Cl- + Ag+ →

Na2S + 2 HCl → H2S↑ + 2 NaCl

S2- + 2 H+ → H2S ↑

Na2CO3 + 2 HCl → H2O +CO2↑ + 2 NaCl

CO32- + 2 H+ → H2O +CO2↑

ионы),
степени окисления которых изменяются в ходе реакции.
2. Составление

б) зарядовый баланс

3. Баланс электронов.

а) материальный баланс

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов.

5. Стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

6. Проверка: баланс атомов кислорода.

Н+, H2O

«О» =

«О» + 2Н+ = H2O

= «О»

H2O = «О» + 2Н+

H2O

= «О»

2 ОН- = «О» + H2O

ОН-, H2O

= «О»

H2O = «О» + 2Н+

«О» =

«О» + H2O = 2 ОН-

«О» =

«О» + H2O = 2 ОН-

и т.д.
ЭО + Н2О → Э + 2ОН-
⎯⎯ " ⎯⎯
⎯⎯

Э + Н2О → ЭО + 2Н+ ОН-

Материальный баланс в полуреакциях

в результате перераспределения электронов
Законы сохранения:
- вещества
- зарядов

+ Na2SO4 + KNO3 + H2O
1. Определение

2. Составление полуреакций

а) материальный баланс

«О» + 2Н+ = H2O

2

+14Н+ + 7 H2O

H2O = «О» + 2Н+

+ H2O + 2 Н+

+6 ē

−2 ē

3. Баланс электронов.

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов.

5. Стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

6. Проверка: баланс атомов кислорода.

40 «О» = 40 «О»

KCrO2 + Pb3O4 + KOH = K2CrO4 + K2PbO2 + H2O

CrO2- → CrO42-

Pb3O4 → PbO22-

2 ОН- = «О» + H2O

36 «О» = 36 «О»

14 23 64
HNO3
М =1+14+3·16=53
Моль вещества – NA= 6.02·1023

ν

Пример: H2 – 2 г
HNO3 – 53 г

Количество вещества

Количественные расчеты в химии.

г
1∙(1∙2+1∙32+16∙4)
142 г
1∙(23∙2+1∙32+16∙4)
36 г
2∙(1∙2+16∙1)

=
ν =
m (г) =
0.02·98=1.96
0.02·142=2.84
1.6
Пример

HxAn z = x
основания  Me(OH)x z = x
соль 

=
Пример
z = 2
z = 2
z = 1
mЭ (г) =
n эквивалент

г раствора
Пример: раствор содержит 20 г NaOH и 30 г

В 50 (20 + 30) г раствора содержится 20 г NaOH
100 - X

литре
раствора
Пример: какова молярность 40 % раствора NaOH

Возьмем 1л раствора (1000 мл), тогда масса раствора Мр = 1000·1,2 = 1200 г.

В 100 г раствора содержится 40 г NaOH
1200 - X

Тогда количество молей NaOH (ν):


, где

Ммщ = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль

1.10 г/см3
0.5 моль/л
см3 ≡ мл
1л = 1000мл
1) mNaOH = 40

1.10 г/см3
1) Н
NaOH
100 г - ω% г
1000 мл - νЭ
100 г

НNaOH =10·10·1.1/40 = 2.75

0.5M → НH2SO4 = 1

2)

n эквивалент + n эквивалент = n эквивалент

V1·H1 = V2·H2

VH2SO4= 2.75·40мл/1= 110 мл

= 1.83
mэ = (23+35.5)/1 = 58.5 г
VNaCl = (0.1·100)/1.83=5.46

H2SO4 z =2
→ 2Н H2SO4
0.5M КOH

→ 0.5Н КOH

0.5M NaOH z =1

→ 0.5Н NaOH

Н·V (H2SO4)= Н·V(КOH) + Н·V(NaOH)

= 1100 мл =1.100 л

г/см3·0.16 = 35.2 г
ρ≈1.0 г/см3
V= ? ω = 70

V=0.5 л → m9% ≈ 500 г

mк = 500 г∙0.09 = 45 г

m70% = 45 г / 0.7 = 64 г → V=64 м л

ρ=1.0 11 г/см3
ρ=1.0 49 г/см3

V=62 м л