ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Сибирский федеральный университет Кафедра химии Красноярск, 2008

Неорганическая химия

УДК540 ББК24.1 Н52 Авторы: С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова, Н. Н. Головнев, С. В. Сайкова Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине «Неорганическая химия» подготовлен в рамках реализации в 2007 г. программы развития ФГОУ ВПО «Сибирский федеральный университет» на 2007–2010 гг. по разделу «Модернизация образовательного процесса». Рецензенты: Красноярский краевой фонд науки; Экспертная комиссия СФУ по подготовке учебно-методических комплексов дисциплин Н52Неорганическая химия. Презентационные материалы. Версия 1.0 [Электронный ресурс] : наглядное пособие / С. Д. Кирик, Г. А. Королева, Н. М. Вострикова и др. – Электрон. дан. (6 Мб). – Красноярск : ИПК СФУ, – (Неорганическая химия : УМКД / рук. творч. коллектива С. Д. Кирик). – 1 электрон. опт. диск (DVD). – Систем. требования : Intel Pentium (или аналогичный процессор других производителей) 1 ГГц ; 512 Мб оперативной памяти ; 6 Мб свободного дискового пространства ; привод DVD ; операционная система Microsoft Windows 2000 SP 4 / XP SP 2 / Vista (32 бит) ; Microsoft PowerPoint 2003 или выше. ISBN (комплекса) ISBN (пособия) Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» от г. (комплекса) Номер гос. регистрации в ФГУП НТЦ «Информрегистр» от г. (пособия) Настоящее издание является частью электронного учебно-методического комплекса по дисциплине «Неорганическая химия», включающего учебную программу, курс лекций, лабораторный практикум, методические указания по самостоятельной работе, контрольно- измерительные материалы «Неорганическая химия. Банк тестовых заданий». Представлена презентация (в виде слайдов) теоретического курса «Неорганическая химия». Предназначено для студентов направлений подготовки бакалавров «Металлургия», «Защита окружающей среды» укрупненных групп «Металлургия, машиностроение, металлообработка», «Безопасность жизнедеятельности, природообустройство и защита окружающей среды». © Сибирский федеральный университет, 2008 Рекомендовано к изданию Инновационно-методическим управлением СФУ Разработка и оформление электронного образовательного ресурса: Центр технологий электронного обучения информационно-аналитического департамента СФУ; лаборатория по разработке мультимедийных электронных образовательных ресурсов при КрЦНИТ Содержимое ресурса охраняется законом об авторском праве. Несанкционированное копирование и использование данного продукта запрещается. Встречающиеся названия программного обеспечения, изделий, устройств или систем могут являться зарегистрированными товарными знаками тех или иных фирм. Подп. к использованию Объем 6 Мб Красноярск: СФУ, , Красноярск, пр. Свободный, 79

4 Оглавление Общие сведения Модуль 1. Общетеоретические основы неорганической химии Раздел 1. Общие закономерности химических процессов Раздел 2. Строение атома и периодическая система Раздел 3. Химическая связь Раздел 4. Растворы и дисперсные системы Модуль 2. Химия элементов и их соединений Раздел 6. Общая характеристика химических элементов Модуль 3. Химическая идентификация и анализ вещества

Общие сведения

Введение 6 Цели курса Развитие компетенций, способствующих формированию выпускника нового поколения. Формирование у студентов химического мышления путем освоения основных закономерностей и общих методов химии как науки для решения различных химических проблем. Формирование творческих способностей будущих специалистов- бакалавров с помощью предметного содержания обучения и соответствующей организацией познавательной деятельности по его усвоению (лабораторный практикум, решение задач, как лабораторно-практического, так и теоретического направления). Овладение студентами теоретических основ и навыков современных химических и физико-химических методов, применяемых в аналитических лабораториях предприятий и научно-исследовательских институтах цветной металлургии.

Введение 7 Научить понимать природу химических реакций, используемых в металлургии цветных, редких и благородных металлов. Использовать общие закономерности протекания химических реакций, современное представление о строении атома, положения элементов в периодической системе и теорию химической связи. Научить прогнозировать и определять свойства соединений и направление химической реакции. Осуществлять анализ свойств неорганических веществ, исходя из строения атома элемента и положения его в периодической системе Д. И. Менделеева. Задачи курса

Введение 8 Физика Математика Физическая химия Общая химия Аналитическая химия Физико-химические методы анализа Спец. предметы Основы экологии Теория и технология пиро-, гидро-, электрометаллургии Межпредметная связь Неорганическая химия

Введение 9 КУРС Лабораторные занятия, 34 часа ЛЕКЦИИ, 51 час Самостоятельная работа, 95 часов ЭКЗАМЕН Компоненты курса

Введение 10 Неорганическая химия Содержание курса Модуль 1 Модуль 2 Модуль 3

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

Модуль 1 Общетеоретические основы неорганической химии

Общетеоретические основы неорганической химии 13 Раздел 1 Общие закономерности химических процессов

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 14 Тема 1. Элементы химической термодинамики Типы систем Энергия Энергия Энергия Изолированная система Закрытая система Открытая система Вещества Вещества Вещества СИСТЕМА Внешняя среда

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 15 Тема 1. Элементы химической термодинамики Энергия изолированной системы постоянна. Окружающие тела СИСТЕМА U Q 0 A 0 dU = Q – A Изменение внутренней энергии системы (dU) равно количеству теплоты ( Q), перешедшей от системы к внешней среде (или наоборот), за вычетом всех видов работ ( А), совершенных системой над внешней средой (или наоборот). Первый закон термодинамики

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 16 Тема 1. Элементы химической термодинамики Закон Гесса Тепловой эффект химических реакций зависит только от вида и состояния исходного вещества и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Следствие: тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения (продуктами), и теплотами образования всех веществ в левой части (реагентами), взятых со стехиометрическими коэффициентами (для теплоты сгорания – наоборот!). Г. И. Гесс (1836 г.) – проф. Горного Института (Петербург)

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 17 Тема 1. Элементы химической термодинамики Н 1 = Н 2 + Н 3 Энтальпийная диаграмма окисления графита

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 18 Тема 1. Элементы химической термодинамики Самопроизвольные процессы Перемешивание газов p 1 >p 2 или T 1 >T 2 p2T2p2T2

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 19 Тема 1. Элементы химической термодинамики Направление процессов Лабильная система Метастабильное равновесие Равновесие Самопроизвольный НЕсамопроизвольный Свободная энергия Изменение системы

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 20 Тема 1. Элементы химической термодинамики Третий закон термодинамики Энтропия идеального кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Планк (1911 г.)

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 21 Тема 1. Элементы химической термодинамики 0 1 – H>0, S

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 22 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Химические реакции Факторы, влияющие на скорость Скорость химических реакций Природа веществ Концентрация Температура Давление Катализатор ГетерогенныеГомогенные Молекулярность Порядок реакции Закон действия масс Закон Вант-Гоффа Теория активированного комплекса Химическая кинетика

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 23 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие аА + bВ + …… = сС + dD +…. 2CO (г) +О 2(г) = О 2(г) Закон действующих масс

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 24 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Изменение вида кривой распределения при повышении температуры Зависимость скорости реакции от температуры nE/NnE/N T 1 = 293 K° T 2 = 303 K° EaEa E верх E

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 25 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного комплекса А + В начальное (исходные вещества) [А…В]# переходное (активированный комплекс) АВ конечное (продукты реакции) A 2 + B 2 2AB E A 2 + B 2 2AB Исходные вещества Продукты реакции Ход реакции Переходный комплекс EaEa Е перех. сост. Е исх. сост. Е конеч. сост.

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 26 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Графит и алмаз Катализатор Высокие p, T

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 27 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Катализ Положительный Отрицательный Автокатализ Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов. Каталитические яды – вещества, ухудшающие действие катализаторов. Ингибиторы – вещества, уменьшающие скорость реакции. G A + B +K G исходное G конечное AB [A…K]' [B…AK]' (G)' [A…B]' Путь реакции

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 28 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Химические реакции Необратимые Обратимые Химическое Равновесие ГомогенноеГетерогенное Константа равновесия Смещение равновесия Принцип Ле-Шателье Химическое равновесие

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 29 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие G 0 = RT lnK p 2NO 2 N 2 O 4 Химическое равновесие в гомогенных системах

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 30 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Принцип Ле-Шателье: если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, то в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие. Анри-Луи Ле-Шателье (1850–1936 ) Смещение химического равновесия

Модуль 1. Раздел 1. Общие закономерности химических процессов 31 Тема 2. Химическая кинетика и равновесие Фазовая диаграмма воды

Общетеоретические основы неорганической химии 32 Раздел 2 Строение атома и периодическая система

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 33 Тема 3. Электронное строение атома Модель Томсона + + – – – – – – – Модель Резерфорда

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 34 Тема 3. Электронное строение атома n = 1n = 1 + hv – hv E = E n – E (n–1) = hv Модель Бора Модель Зоммерфельда n = 3n = 3 n = 2n = 2

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 35 Тема 3. Электронное строение атома + Уровень Орбитали nLmLmL S p d f ,1 0; –1,0, s

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 36 Тема 3. Электронное строение атома Формы s-, р- и d-электронных облаков (орбиталей) Названия предложены из анализа видов спектров: s – «резкая, отчетливая» (sharp); p – «главная»(principal); d – «диффузная, размытая» (diffuse); f – «основная» (fundamental); g – следующий за «f». Формы электронных орбиталей

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 37 Тема 3. Электронное строение атома Квантовое число Принимаемые значения Характеризуемое свойство Примечание Главное (n)1, 2, 3, …, Энергия (Е) уровня. Среднее расстояние (r) от ядра n = отсутствие взаимодействия с ядром, Е = 0 Орбитальное (l) 0, 1, …, (n – 1) всего n значение для данного n Орбитальный момент количества движения – расположение орбитали в пространстве Обычно используют буквенные символы: L: s p d f g Магнитное (m l ) – l, …,0,…, l всего 2l + 1 значение для данного l Ориентация собственного магнитного момента При помещении в магнитное поле орбитали с различными m 1 имеют разную энергию Спиновое (m s ) ±½ не зависит от свойств орбитали Проекция собственного момента количества движения Обозначают и Уравнение Шредингера Квантовые числа 0UE h m8 zу

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 38 Тема 3. Электронное строение атома Энергетические уровни водородоподобного атома

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 39 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Зависимость радиусов атомов от зарядов их ядер Z Z

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 40 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Изменение потенциала ионизации

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 41 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Электроотрицательность элементов

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 42 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Увеличение кислотный свойств Эn+Эn+ ОН Радиус, заряд ядра NaOН Mg(OH) 2 Al(OH) 3 H 2 SiO 3 H 3 PO 4 H 2 SO 4 HСlO – основный – амфотерный – кислотный CrO Cr(OH) 2 Cr 2 O 3 Cr(OH) 3 H 3 CrO 3 CrO 3 H 2 CrO 4 Кислотно-основные свойства соединений химических элементов

Модуль 1. Раздел 2. Строение атома и периодическая система 43 Тема 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Побочные K 2 CrO 4 Усиление K 2 WO 4 Окислительные свойства Восстановительные свойства Побочные Cr 2 O 3 Усиление WO 2 F 2 Cl 2 Br 2 I 2 F Cl Br I Sn 2+ Pb 2+ VIA S +6 Se +6 VA As +5 Sb +5 Bi +5 IVA Sn +4 Pb +4 Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов

Общетеоретические основы неорганической химии 44 Раздел 3 Химическая связь

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 45 Тема 5. Химическая связь Ковалентная связь. Механизмы образования связи: насышаемость; направленность; типы гибридизации АО; метод молекулярных орбиталей. Химическая связь Ионная Ковалентная Металлическая Полярная 2 > > 0,5 Неполярная 0,4 > > 0 Межмолекулярное взаимодействие Основные типы химической связи

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 46 Тема 5. Химическая связь Обменный механизм Донорно-акцепторный механизм Механизмы образования ковалентной связи ДонорАкцептор

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 47 Тема 5. Химическая связь Е св Изменение средней потенциальной энергии взаимодействия двух сближающихся атомов водорода Отталкивание Н d нн Притяжение 2 0 Е d св Н 1 Изменение энергии в молекуле водорода

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 48 Тема 5. Химическая связь F 2p 2s В 2s 2p В 2p 2s О N 2p 3 2s 2 2р 4 2s 2 Насыщаемость ковалентной связи

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 49 Тема 5. Химическая связь s – p p – p d – d -перекрывание Направленность ковалентной связи d – d -связь x y y x y y xx yy x x

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 50 Тема 5. Химическая связь P SP 180º S 120º sp 2 Хлорид бериллия Хлорид бора Типы гибридизаций АО

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 51 Тема 5. Химическая связь sp 3 S P C 109º sp 3 Метан Типы гибридизаций

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 52 Тема 5. Химическая связь S P SP 180º BeCl 2 Be Cl Хлорид бериллия

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 53 Тема 5. Химическая связь S P В ВCl 3 Cl 120º Cl Хлорид бора

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 54 Тема 5. Химическая связь S P H C CH 4 H H H 109º Строение молекулы метана

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 55 Тема 5. Химическая связь НСl Н2ОН2ОNН3NН3 СН 4 Примеры молекул x x yy

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 56 Тема 5. Химическая связь Метод молекулярных орбиталей

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 57 Тема 5. Химическая связь Е МО σ (1s 1 –1s 2 ) 1s 1 1s 2 σ cв (1s 1 +1s 2 ) Не 2 Не 2 + Е МО σ (1s 1 –1s 2 ) 1s 1 1s 2 σ cв (1s 1 +1s 2 ) n = 0 Двухатомные гомоядерные молекулы 1-го периода

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 58 Тема 5. Химическая связь Молекула кислорода ММО

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 59 Тема 5. Химическая связь Ионная связь

Модуль 1. Раздел 3. Химическая связь 60 Тема 5. Химическая связь Ориентационное Индукционное Дисперсионное Водородная связь Межмолекулярное взаимодействие Э σ- Н σ+ …Э σ- Н σ+ …Э σ– Н σ+ …

Общетеоретические основы неорганической химии 61 Раздел 4 Растворы и дисперсные системы

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 62 Тема 6. Общие свойства растворов Дисперсные системы Грубодисперсные d>10 –3 см Высокодисперсные 10 –7

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 63 Тема 6. Общие свойства растворов Кривые растворимости

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 64 Тема 6. Общие свойства растворов Эфир Экзотермическая Q>0, H

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 65 Тема 6. Общие свойства растворов Массовая доля Молярная концентрация Количество эквивалентов вещества Х Молярная масса эквивалента вещества Х Фактор эквивалентности Концентрация растворов Молярная концентрация эквивалента )Х(эквM f MfM )Х()Х( Х

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 66 Тема 6. Общие свойства растворов Температуры кипения и кристаллизации растворов 1 закон Рауля: – 2 закон Рауля. Схема возникновения осмоса: 1 – полупроницаемая перегородка; 2 – начальный уровень растворов I и II (С II > C I ); 3 – равновесный уровень растворов. Вант-Гофф Осмотическое давление Коллигативные свойства Давление пара над раствором Е – эбулиоскопическая; К – криоскопическая постоянная растворителя; C m – моляльная концентрация раствора.

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 67 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Это растворы: щелочей; солей; неорганических кислот в воде; растворы ряда солей в органических растворителях _ _ _ _ - + Анион Катион АК Электролиты

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 68 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Этапы электролитической диссоциации полярных молекул (а) и ионных кристаллов (б): I – сольватация; II – ионизация; III – диссоциация. Диссоциация солей с ионной связью: средней KCl K + + Cl ; Диссоциация полярных молекул: HCl H + + Cl. СH 3 CОOН H + + СH 3 CОО. Слабый электролит: кислой KHSO 3 K + + HSO 3 ; основной CuOHNO 3 CuOH + + NO 3. Теория электролитической диссоциации

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 69 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Соли Основания Кислоты Практически все HCl, HBr, HJ Слабые Cильные Классификация электролитов в воде Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: от LiОН к CsОН, Ba(ОН) 2 H 2 SO 4,HNO 3,HClО 3, НClO 4 КислотыОснованияСоли Водный раствор аммиака, нерастворимые, амфотерные: Mg(OH) 2, Be(OH) 2. HF, H 2 S, HCN, H 2 SO 3, HNO 2, H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 3 PO 3, H 2 SiO 3, CH 3 COOH Некоторых металлов: HgCl 2, CdJ 2, Fe(CNS) 3

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 70 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов В пробирку с водой добавляем CH 3 COOH + МЕТИЛ ОРАНЖ – Добавляем CH 3 COONa CH 3 COOHCH 3 COO _ + H + CH 3 COONaCH 3 COO _ + Na + цвет красный. H2OH2O Смещение равновесия слабого электролита

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 71 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Константа равновесия: СН 3 СООН Н + + СН 3 СОО Закон разбавления Оствальда: Зависимости К д некоторых слабых электролитов в водных растворах от температуры H 3 PO 4 H 2 PO 4, К 1 = 7,1·10 – 3, = 27 %; H 2 PO 4 HPO 4, К 2 = 6.2·10 – 8, = 0,15 %; HPO 42 PO 4 3, К 3 = 5.0·10 –13, = 0,005 %. Диссоциация: Растворы слабых электролитов

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 72 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов рН < 7 рН > 7 Малиновый Бесцветный Фенолфталеин Лакмус КрасныйФиолетовыйСиний Метилоранж РозовыйОранжевыйЖелтый Индикаторы Бесцветный

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 73 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов НСI (г.) + H 2 О (ж.) H 3 О + (водн.) + СI (водн.) кисл.1 основ.2 кисл.2 основ.2 Кислота Основание – Протон Н + Н+Н+ NaOH(т.) + H 2 O(ж.) Na+(вод.) + OH (вод.) OH (вод.) + H 3 O + (водн.) 2 H 2 O(ж) Кислота – донор катионов водорода: НСl H + + Сl NH 4 + H + + NH 3 НCO 3 H + + CO 3 2. Основание – акцептор катионов водорода: NH 3 + H + NH 4 +, АlОН 2+ + H + Аl 3+ + H 2 О, PO H + НPO 4 2. Протолитическая теория кислот и оснований

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 74 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Необратимые реакции Образуется осадок () BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl Выделяются газообразные вещества Na 2 S+ 2HCl = H 2 S + 2NaCl Образуется слабый электролит 2CH 3 COOK + H 2 SO 4 = 2CH 3 COOH + K 2 SO 4 Образуются комплексные соединения Hg(NO 3 ) 2 + 4KJ = K 2 [HgJ 4 ] +2KNO 3 Ионнообменные реакции

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 75 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов Гидролиз солей По анионуПо катиону и аниону Совместный Гидролиз солей

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 76 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов NH 4 Cl NH 4 + ZnCl 2 Zn +2 Cu(NO 3 ) 2 Cu 2+ Al 2 (SO 4 ) 3 Al +3 + Н 2 O NН 4 Cl +HOHNH 4 OH+H+H+ Cl NH 4 OH?+HCl NH 4 + Среда кислая pH

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 77 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов PO 4 3– CO 3 2– K2SK2S S2–S2– NaСN CN – K 3 PO 4 Na 2 CO 3 NaСN + Н 2 O НСN + NaOH CN – + НOННOН НСN + OН Среда щелочная pH>7 Na + Однозарядный анион : Na 2 SO 3 + H 2 O = NaHSO 3 + NaOH SO 3 2 _ + H + OH (HSO 3 ) _ + OH _ Среда щелочная pH>7 2Na + Гидросульфит натрия Многозарядный анион: Гидролиз по аниону

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 78 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов NН 4 СN + Н 2 O НСN + NН 4 OН CN – +НOННOН НСN + NН 4 OН Однозарядный катион и анион : NН 4 + (NН 4 ) 2 СО 3 + Н 2 О NH 4 ОН + NH 4 НСО 3, NH СО HОН NH 4 OH + НСО 3. Однозарядный катион и многозарядный анион : Многозарядный катион и однозарядный анион : Zn(NO 2 ) 2 + Н 2 О ZnОНNO 2 + НNO 2, Zn 2+ + NO 2 + HОН ZnОН + + HNО 2. Гидролиз по катиону и аниону

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 79 Тема 7. Ионные равновесия в растворах электролитов 2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O 2Al(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + Na 2 SO 4 2Cu(NO 3 ) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O Cu 2 (OH) 2 CO 3 + 4NaNO 3 + CO 2 Реакции обмена, сопровождающиеся гидролизом

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 80 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряженные пары «окислитель-восстановитель» – O 1, В 1 и O 2, В 2. Хотя окисление без восстановления невозможно, сами процессы можно записать раздельно. Окислительно-восстановительные реакции

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 81 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции H2+O2– H2+O2– Na 2 S +4 O 3 S0 S0 H 2 + O –2 2О – +2е 2О -2 2О – -2е О 2 0 Na 2 S –2 О20 О20 Na 2 S +6 O 4 S +4 +6e S –2 S +4 +4e S 0 S +4 – 2e S +6 Элементы в промежуточной степени окисления

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 82 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции 2Сu 0 +O 2 0 2Cu 2+ O 2– 3H 2 S 2 +H 2 S +6 O 4 4S 0 + 4H 2 O 6KI + 4H 2 S +6 O 4 3I 2 0 +S 0 +3K 2 SO 4 +4H 2 O Межмолекулярные Внутримолекулярные (N –3 H 4 ) 2 Cr 2 +6 O 7 (t 0 ) N Cr 2 +3 O 3 + 4H 2 O 2NaN +5 O 3 –2 2NaN +3 O 2 + O 2 0 KCl +5 O 3 –2 2KCl – + 3O 2 0 Диспропорционирование 4KCl +5 O 3 KCl +3KCl +7 O 4 Cl KOH KCl +KCl +1 O +H 2 O 4Na 2 S +4 O 3 Na 2 S 2 + 3Na 2 S +6 O 4 Типы ОВР

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 83 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции H2OH2O KMnO 4 Mn +2 MnO 2 K 2 MnO 4 H+H+ OH – 2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + H 2 O = 2MnO Na 2 SO 4 + 2KOH 2 KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2КOH = 2 K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Перманганат калия

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 84 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции [O 2– ] исх.в-в [O 2– ] кон.в-в а) кислая среда [O 2– ] + 2H + = H 2 O; б) щелочная и нейтральная среды [O 2– ] + H 2 O = 2OH –. [O 2– ] исх.в-в [O 2– ] кон.в-в а) кислая и нейтральная среды Н 2 О = [О 2– ] + 2Н + ; б) щелочная среда 2ОН – = [О 2- ] + Н 2 О. Ионно-электронный метод

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 85 Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции Zn 2е Zn 2+ Zn 2е Zn 2+ Zn 2е Zn 2+ 2е Окисление Восстановление Равновесный потенциал Электродные процессы

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 86 Тема 9. Основы электрохимии Распределение потенциала в двойном электрическом слое: r – расстояние от поверхности металла Два случая формирования потенциала: а – активный металл, отрицательный потенциал; б – малоактивный металл, положительный потенциал Двойной электрический слой а) б)

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 87 Тема 9. Основы электрохимии Раствор ZnSO 4 Zn – – – – – –– – – – – – Раствор CuSO 4 Cu – – – – – – – – – – – – – – – V 2e–2e– Солевой мостик KCl + – Схема гальванического элемента Zn 0 |ZnSO 4 ||CuSO 4 |Cu 0

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 88 Тема 9. Основы электрохимии Zn 0 |ZnSO 4 ||CuSO 4 |Cu 0 А: Zn 0 – 2e Zn 2+ 0 = 0,76 K: Cu e Cu 0 0 = +0,34 Zn 0 + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 0 Анод –+ окисление восстанов- ление Е 0 = 0 К – 0 А Е 0 Cu-Zn = 0,34 – (–0,76)=1,1В. Катод Процессы на аноде и катоде

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 89 Тема 9. Основы электрохимии Электрохимическая коррозия Кислая среда: 2Н ē = Н 2 О 2 + 4Н + + 4ē 2Н 2 О Водородная деполяризация Кислородная деполяризация Нейтральная среда: O 2 +2H 2 O+4 ē =4OH Fe(OH) 2 +O 2Fe(OH) 3 FeOOH + H 2 O Коррозия металлов

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 90 Тема 9. Основы электрохимии Методы защиты Электрохимические Неэлектрохимические Легирование металлов Защитные покрытия Анодное Катодное Изменение свойств коррозионной среды Рациональное конструирование изделий Метод протектора Катодная защита Анодная защита Защита от коррозии

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 91 Тема 9. Основы электрохимии Протекторная защита Стальная труба Грунт Цинковый блок

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 92 Тема 9. Основы электрохимии NaCl Na+ + Cl Катод: Na+ + е Na 2 Анод: 2Cl 2е Cl 2 1 2Na + +2Cl 2 Na + Cl 2 АНОДАНОД КАТОДКАТОД Na + CI Na + Электролиз расплава

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 93 Тема 9. Основы электрохимии Восстанавливается: металл Me n+ + ne = Me 0 Совместное восстанавление: Me n+ + ze = Me 0 2H 2 O+2e =H 2 +2OH Восстанавливается: 2H 2 O + 2e =H 2 + 2OH или 2H + + 2e = H 2 Sn Pb H Cu Hg Ag Pt AuAI Mn Zn Cr Fe CoLi Rb K Ba Ca Na Mg Катодные процессы Электролиз водных растворов Анодные процессы 2CI – 2e = CI 2 2R–COO – 2e = 2CO 2 + R– R Окисляются: 4OH – 4e = O 2 + 2H 2 О Не окисляются анионы: F SO 4 2 NO 3 CO 3 2 PO 4 3, а окисляются молекулы воды: 2H 2 O – 4e = O 2 + 4H + Щелочные растворыВодные растворы Окисляются анионы: R–COO CI Br I S2

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 94 Тема 9. Основы электрохимии Na 2 SO 4 + H 2 O Диссоциация: Na 2 SO 4 2 Na + + SO 4 2 аноде (+) : SO 4 2, Н 2 О: 2 1 6Н 2 О = 2Н 2 + 4ОН + O 2 + 4Н + 4 NaОН + 2Н 2 + O 2 + 2Н 2 SO 4 Продукты на катоде: Н 2, NaОН; на аноде: O 2, Н 2 SO 4. Электролиз Процессы, протекающие Общее уравнение электролиза 2 6 восстановление окисление Катод(–) Анод (+) 2Н 2 О + 2e = Н ОН ; 2Н 2 О 4e = О Н +. на катоде (–) : Na +, Н 2 О: Инертные электроды Схема электролиза раствора

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 95 Тема 9. Основы электрохимии Ni e = Ni 0 2Н 2 О + 2e = Н ОН ; NiSO 4 + H 2 O Диссоциация: NiSO 4 Ni 2+ + SO 4 2 на катоде (–) : Ni 2+, Н 2 О: аноде (+) : SO 4 2, Н 2 О: 1 1 Ni + 4Н 2 О = Ni + Н 2 + 2ОН + O Н + Ni + Н 2 + O 2 + Н 2 SO 4 Продукты на катоде: Ni, Н 2 ; на аноде: O 2, H 2 SO 4. Электролиз Процессы, протекающие Общее уравнение электролиза 2 H 2 O восстановление окисление Катод(–) Анод (+) 2Н 2 О 4e = О Н +. 2 Н 2 O 2H + Инертные электроды Схема электролиза раствора

Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы 96 Тема 9. Основы электрохимии m = I·t·ЭFI·t·ЭF где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э – эквивалентная масса вещества; I – сила тока, А; t – время, с; F – постоянная Фарадея: Кл/моль. При превращении одного моля эквивалентов вещества на электроде через него проходит Кл (А·с). Законы Фарадея

Модуль 2 Химия элементов и их соединений

Химия элементов и их соединений 98 Раздел 6 Общая характеристика химических элементов

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 99 Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений Уменьшение радиуса атомов. Увеличение: сродства к электрону; окислительной активности. Ослабление металлических свойств. Увеличение радиуса атомов Уменьшение: сродства к электрону; окислительной активности Изменение свойств неметаллов ПериодГруппа nIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA 1HHe 2BCNOFNe 3AlSiPSClAr 4GaGeAsSeBrKr 5InSnSbTeIXe 6TlPbBiPoAtRn 7p1p1 p2p2 p3p3 p4p4 p5p5 p6p6

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 100 Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений Изменение кислотных свойств соединений неметаллов H 3 PO 3 – H 3 PO 4 – H 4 P 2 O 7 фосфористая фосфорная дифосфорная H 2 SO 3 – H 2 SO 4 – H 2 S 2 O 3 сернистая серная тиосерная HClO – HClO 2 – HClO 3 – HClO 4 хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная Усиление кислотных свойств

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 101 Тема 10. Обзор химических свойств неметаллов и их соединений Кислоты Сильные электролиты Слабые электролиты HNO 3 H 2 SO 4 H 2 SeO 4 HClO 4 HClO 3 H 3 PO 2 H 4 P 2 O 7 H 2 SO 3 * H 2 CO 3 * HNO 2 H 3 PO 4 H 3 PO 3 * – неустойчивые кислоты Кислоты неметаллов

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 102 Тема 11. Комплексные соединения Cu 4s4s4p4p 3d3d 4s4s 3d3d NH 3 sp 4p4p Е [ Cu(NH 3 ) 2 ] + Cu + Структура катиона [Cu(NH 3 ) 2 ] +

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 103 Тема 11. Комплексные соединения Гибридизация атомных орбиталей при образовании пара- и диамагнитных комплексных ионов Ni +2 4s4s4p4p 3d3d 4s4s 3d3d NH 3 NH 3 4p4p Е [Ni(NH 3 ) 4 ] 2+ sp 3 Ni 0 Ni 2+ 4s4s3d3d4p4p CN - CN - sp 2 d [Ni(CN) 4 ] 2- Комплексные соединения Ni +2

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 104 Тема 11. Комплексные соединения Распределение электронов по энергетическим подуровням в комплексе [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ Теория кристаллического поля Co 3+ 4S 0 3d 6 NH 3 – лиганд сильного поля [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ d Δ1Δ1 Энергия d xy d xz d yz 4s4s NH 3 4p4p NH 3 NH 3 NH 3 NH 3 3d3d

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 105 Тема 11. Комплексные соединения Co 3+ 4S 0 3d 6 d Δ1Δ1 Энергия F – – лиганд слабого поля, имеющий неподеленные пары электронов [CoF 6 ] 3– :F::F: : : 4s4s F-F- 4p4p F - F - F - 4d4d F - d xy d xz d yz Теория кристаллического поля

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 106 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Кристаллические решетки металлов а б в Кристаллические решетки металлов: а – кубическая объемно центрированная; б – кубическая гранецентрированная; в – гексагональная

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 107 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Зона проводимости Заполненные орбитали Свободная зона Внутренние электроны Разрыхляющие орбитали Валентные электроны в свободном атоме Валентная зона Связывающие орбитали Образование энергетических зон в одновалентном металле Образование энергетических зон в одновалентном металле

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 108 Тема 12. Свойства металлов и их соединений 1 – валентная зона; 2 – запрещенная зона; 3 – зона проводимости Образование энергетических зон в кристалле диэлектрика на примере алмаза E 2p2p 2s2s r0r0 r

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 109 Тема 12. Свойства металлов и их соединений 9,22Au3,89Cs6 7,57Ag4,18Rb5 7,72Cu4,34K4 I, эВ/моль d- металлы I, эВ/моль s- металлы Период Изменение энергии ионизации в подгруппах s- и d- элементов

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 110 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Бинарные соединения Оксиды – Na 2 O, BaO. Пероксиды – Na 2 O 2, BaO 2. Галиды – KCl, CaF 2. Сульфиды – MnS, Al 2 S 3. Гидриды – LiH, CaH 2. Нитриды – Na 3 N, AlN. Карбиды – Be 2 C, CaC 2. Фосфиды – Ca 3 P 2, Na 3 P. Бориды – AlB, Mg 3 B 2. Силициды – Mg 2 Si, Al 4 Si 3.

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 111 Тема 12. Свойства металлов и их соединений КислотныеАмфотерныеОсновные HMnO 4 H 2 CrO 4 HVO 3 H 2 TiO 3 VO(ОH) 3 Ti(OH) 4 Sc(OH) 3 Ca(OH) 2 KOH Mn 2 O 7 CrO 3 V2O5V2O5 TiO 2 Sc 2 O 3 CaOK2OK2O Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 112 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Концентрированная азотная кислота Активные Ме = нитрат + NH 3 (NH 4 NO 3 ) + H 2 O HNO 3 ( разб.) + ср.акт. Ме = нитрат + N 2 (N 2 O, N 2 O 3, HNO 2 ) + H 2 O Малоакт. Ме = нитрат + NO + H 2 O NO 3 – +10 H + + 8ē = NH H 2 O E° = 0,87 В ; NO 3 – +4 H + + 3ē = NO + 2H 2 O E° = 0,96 В ; 2NO 3 – +10 H + + 8ē = N 2 O + 5 H 2 O E° = 1,12 В ; 2NO 3 – +12 H ē = N H 2 O E° = 1,25 В ;

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 113 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Актив. Ме = сульфат + H 2 S + H 2 O H 2 SO 4 (k) + Ср.акт. Ме = сульфат + S + H 2 O Мал.акт. Ме = сульфат + SO 2 + H 2 O SO 4 2– + 10H + +8ē = H 2 S + 4 H 2 O E ° = 0,31 B; SO 4 2– + 4H + +2ē = SO H 2 O E ° = 0,31 B; SO 4 2– + 8H + +6ē = S + 4 H 2 O E ° = 0,15 B. Концентрированная серная кислота

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 114 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Руды металлов Оксидные Fe 2 O 3 – гематит Al 2 O 3 · nH 2 O – боксит Cu 2 O – куприт SnO 2 – касситерит MnO 2 – пиролюзит Сульфидные PbS – гaленит FeAsS – арсенопирит FeS 2 – пирит MoS 2 – молибденит СuFeS 2 – халькопирит

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 115 Тема 12. Свойства металлов и их соединений 4Au + O 2 + 8CN – + 2H 2 O = 4 [Au(CN) 2 ] – + 4OH – Au + 2CN – - 1 ē = [Au(CN) 2 ] – 4 O 2 + 2H 2 O + 4ē = 4OH; 1 Гидрометаллургический метод получения золота 4Au + O 2 + 8NaCN + 2H 2 O = 4Na[Au(CN) 2 ] + 4NaOH; 2Na[Au(CN) 2 ] + Zn = Na 2 [Zn(CN) 4 ] + 2Au

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 116 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Е ион кДж/моль Э Э+ Li Na K Rb Cs Fr Rа, нм 0,1550,1890,2360,2480,2680,280 Е ион кДж/моль Э+ Э2 + Be Mg Ca Sr Ba Ra Rа, нм 0,1330,1600,1970,2150,2210,235 нм – нанометр (1 нм = 10 –9 м) Уменьшение энергии ионизации, Е ион Увеличение восстановительной активности Увеличение радиуса атомов Физико-химические характеристики S-металлов

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 117 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Минералы S-металлов I А подгруппа KCl·NaCl – сильвинит KCl – сильвин KCl·MgCl 2 ·6H 2 O – карналлит NaCl – галит Na 2 SO 4 ·10H 2 O – мирабилит II А подгруппа CaF 2 – флюорит CaCO 3 – кальцит MgCO 3 – магнезит MgCO 3 ·CaCO 3 – доломит CaSO 4 ·2H 2 O – гипс BaSO 4 – барит SrSO 4 – целестин

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 118 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Физические свойства элементов ІА-группы Радиакт 3,7 10 –4 1,5 10 –2 2,5 3,2 10 –3 Содержание в земной коре, % 2,21,91,530,860,970,53 Плотность, г/см 3 23,028,039,063,697,8179,0 t пл., 0 C FrCsRbKNaLiМеталл

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 119 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Физические свойства элементов ІІА-группы 1 10 – – –2 2,962, –4 Содержание в земной коре, % 6,003,762,631,541,741,85 Плотность, г/см t пл., ° C RaBaSrCaMgBeМеталл

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 120 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Взаимодействие элементов ІА-группы с простыми веществами Только Сплавы, интерметаллиды Li, Na, К – при t t t t tt (n max = 2(Li), 5(Na), 6(K, Rb, Cs)

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 121 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Взаимодействие элементов ІІА-группы с простыми веществами t N 2 t Э Ме t P t Н 2 t Гаl 2 S О 2 C t ЭН 2 (кроме Be) Mg при высоком Р ЭГ 2 ЭО ЭS Э 3 N 2 Э 3 Р 2 сплавы, интерметаллиды Be Be 2 C, BeC 2 Mg, Ca, Sr, Ba ЭС 2 (t ~1200 ) °C (реакция протекает в среде аргона) Сплавы, интерметаллиды

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 122 Тема 12. Свойства металлов и их соединений Руды металлов Карбонаты: CaCO 3 – кальцит (мел, мрамор, известняк); SrCO 3 – стронцианит; CaCO 3 · MgCO 3 - доломит. Сульфаты: BaSO 4 – барит CaSO 4 · 2H 2 O – гипс; Na 2 SO 4 · 10H 2 O – мирабилит. Галиды: KCl – сильвин; NaCl · KCl – сильвинит; KCl · MgCl 2 · H 2 O – карналлит; 3NaF· AlF 3 – криолит. Силикаты и алюмосиликаты: ZrSiO 4 – циркон; 3BeO· Al2O 3 · 6SiO 2 – берилл; Na 2 O (K 2 O) · Al 2 O 3 · 2SiO 2 – нефелин. Полиметаллическиее руды: FeTiO 3 – ильменит (титанат); CaWO 4 – шеелит (вольфрамат); PbCrO 4 – кроксит (хромат) и др.

Модуль 2. Раздел 6. Общая характеристика химических элементов 123 Тема 12. Свойства металлов и их соединений MnOMnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7 Mn(OH) 4 Mn(OH) 2 H 4 MnO 4 H 2 MnO 4 HMnO 4 H 2 MnO 3 ОсновныеАмфотерныеКислотные Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов марганца

Модуль 3 Химическая идентификация и анализ вещества

Химическая идентификация и анализ вещества 125 Раздел 7. Химические и физико-химические методы анализа Основные принципы качественного анализа Титриметрический анализ Общая характеристика физико- химических методов анализа. Электрохимические методы: потенциометрия, вольтамперометрия, кондуктометрия

Химическая идентификация и анализ вещества 126 Раздел 8. Физические методы анализа Спектральные методы анализа Методы, основанные на взаимодействии вещества с магнитным полем Колебательная спектроскопия Рентгенофлуоресцентный метод Радиоактивационный метод

Химическая идентификация и анализ вещества 127 Аналитическая реакция Аналитический реагент Анализируемое вещество Продукт, дающий аналитический сигнал ЦветЗапах Выделение газа Люминесцирующее вещество Осадок Схема получения аналитического сигнала в качественном анализе

Химическая идентификация и анализ вещества 128 Классификация аналитических реагентов Специфические (например, крахмал для обнаружения I 2 ) Аналитические реагенты Избирательные (напр., диметилглиоксим в аммиачном буферном растворе для обнаружения Co(II), Ni(II), Fe(II)) Групповые (Например, HCl для отделения Ag (I), Hg(I), Pb(II))

Химическая идентификация и анализ вещества Реакция титранта с определяемым веществом: стехиометрична, протекает быстро, количественно. 2. Имеется индикатор. Прямое титрование: анализируемый раствор + титрант до КТТ 1. Реакция титрования протекает медленно. 2. Определяемое вещество летучее. 3. Нет индикатора. Обратное титрование: анализируемый раствор + определяемый объем стандартного раствора; избыток стандартного раствора + титрант до КТТ 1. Реакция титрования нестехиометрична. 2. Определяемое вещество неустойчиво. 3. Нет индикатора. Титрование заместителя: анализируемый раствор + избыток вспомогательного раствора заместитель + титрант до КТТ Условия определенияСпособ титрования Выбор способа титрования