Министерство образования и науки Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего

1
Министерство образования и науки Российской Федерации
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«Уфимский государственный нефтяной технический университет»
Библиотека студента УГНТУ
КРАТКИЙ КУРС ЛЕКЦИЙ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ»
для студентов нехимических специальностей
Под общей редакцией
профессора С.С. Злотского и профессора А.К.Мазитовой
Уфа
2010
2
УДК 541
ББК 24.1
К78
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ
в качестве учебного пособия
Авторы: О.Ф.Булатова, С.Б.Денисова, Л.Н.Зорина, О.И.Михайленко,
М.А.Молявко, М.Н.Назаров, Л.З.Рольник, Л.Е.Салова, Л.Г.Сергеева,
О.Б.Чалова, А.Т.Чанышева, Ф.Б.Шевляков (кафедра «Общая и
аналитическая химия»); Ю.Н.Биглова, Е.А.Буйлова, Д.Р.Галиева,
Н.М.Шаймарданов (кафедра «Прикладная химия и физика»)
Рецензенты:
Заведующий кафедрой «Химия» Уфимского государственного
авиационного технического университета доктор химических наук
профессор В.А. Докичев
Заведующий кафедрой «Общая химия» Уфимской государственной
академии экономики и сервиса кандидат химических наук
доцент И.П. Журкина
К78 Краткий курс лекций по дисциплине «Химия» /Ю.Н.Биглова и др.; под
общ. ред. С.С. Злотского и А.К. Мазитовой. – Уфа: УГНТУ, 2010. – 69 с.
ISBN 978-5-7831-0955-3
Кратко приведены лекции по дисциплине «Химия». Содержание
лекций соответствует государственным образовательным стандартам.
Отражен модульный принцип обучения, дано содержание практических и
лабораторных занятий, приводится список основной литературы для
дополнительного изучения материала. Предназначен для студентов
нехимических специальностей: АГ, АТ, АЭ, БАГ, БАТ, БАЭ, БМЗ, БМП,
БПГ, БПС, БТЭ, ВВ, ГФ, ДС, МЗ, МП, МС, ПГ, ПС, ТЭ, ЭГ, ЭС, ЭТ, а
также АК, БОС, МХ, ОС, ТС, ТН очной и заочной форм обучения.
УДК 541
ББК 24.1
ISBN 978-5-7831-0955-3
© Уфимский государственный нефтяной
технический университет, 2010
© Коллектив авторов, 2010
3
Предисловие
В учебной программе студентов нехимических специальностей
технического вуза, в частности УГНТУ, присутствует дисциплина «Химия».
Для подавляющего большинства специальностей по данному предмету
предусмотрено 12-20 лекций (24-40 часов), 3-5 практических занятий (6-10
часов) и 10-15 лабораторных занятий (20-30 часов).
Содержание лекционного материала включает два основных раздела:
строение, общие (интегральные) свойства веществ и свойства важнейших
элементов. На практических занятиях в интерактивном режиме подробно
рассматриваются узловые, принципиальные вопросы программы, фокусируется
внимание на разделах, имеющих наибольшее значение для всего курса.
Лабораторные работы посвящены изучению широкого круга проблем
термодинамики, кинетики, растворов, электрохимии и превращениям
важнейших неорганических соединений. Студенты в ходе выполнения
экспериментов получают необходимые навыки и опыт работы с химическими
реактивами и реагентами. В совокупности аудиторные занятия, консультации,
домашние и самостоятельные работы позволяют учащимся успешно освоить
материал программы и в дальнейшем использовать полученные знания по
химии при изучении специальных дисциплин.
В настоящее время по курсу «Химия» имеется большое количество
учебников, учебных пособий, практикумов, сборников задач и др., как в
печатной форме, так и на электронных носителях. Преподавателями кафедр
ОАХ и ПХиФ в 2005-2009 годах издана обширная учебная литература для
студентов нехимических специальностей (см.список рекомендуемой
литературы).
В то же время из опыта преподавания следует, что отсутствие пособия,
содержащего базовые сведения по дисциплине в краткой доступной форме,
сдерживает рост успеваемости студентов по курсу «Химия».
В этой связи коллективы преподавателей кафедр ОАХ и ПХиФ УГНТУ
совместно
подготовили
настоящее
пособие*,
цель
которого
−
систематизировать, упростить и облегчить студентам I курса нехимических
специальностей изучение и ознакомление с основным содержанием
дисциплины «Химия». Краткий конспект каждой из 23-х лекций содержит
описание базовых положений, терминов, формул и определений. Даны вопросы
для самопроверки и контроля, а также приведены ссылки на 2 - 4 учебника, где
данный раздел изложен более детально и подробно. В конце книги имеется
расширенный список рекомендуемой учебной литературы и перечислены
основные вопросы, выносимые на зачеты и экзамены.
*Также настоящее пособие рекомендовано кафедрой ОХТ СФ УГНТУ
(зав. кафедрой профессор Р.Р. Даминев) для студентов специальностей АК,
БОС, МХ, ОС, ТН, ТС очной и заочной форм обучения Стерлитамакского
филиала УГНТУ.
4
Настоящее пособие не заменяет существующие учебники и практикумы,
а, наоборот, предусматривает более подробное и детальное ознакомление и
изучение разделов программы по основным учебникам. В то же время простота
и доступность учебного пособия, на наш взгляд, позволяет студентам
предварительно познакомиться с тематикой и содержанием лекций, лучше
представить схему курса, связать между собой отдельные разделы программы.
Авторы − ведущие преподаватели кафедр ОАХ и ПХиФ - в краткой,
тезисной форме обобщили и систематизировали основные параметры, цели и
задачи каждой лекции. Это позволяет студентам свести к минимуму
непроизводительный расход времени, концентрироваться на ключевых
вопросах и положениях дисциплины.
Мы полагаем, что пособие окажется полезным и интересным всем без
исключения студентам, изучающим на I курсе дисциплину «Химия», а также
будет востребовано молодыми начинающими преподавателями и научными
сотрудникам для подготовки к лекциям, лабораторным и практическим
занятиям. Рекомендуем данное пособие учителям, преподавателям средних
школ, техникумов, колледжей, а также школьникам - старшеклассникам,
заинтересованным в углубленном изучении химии.
Выражаем глубокую благодарность доценту Буйловой Е.А. и доценту
Чаловой О.Б. за подготовку рукописи к изданию.
Профессор Злотский С.С., заведующий кафедрой ОАХ;
профессор Мазитова А.К., заведующий кафедрой ПХиФ.
5
СОДЕРЖАНИЕ
Содержание дисциплины «Химия» для студентов нехимических
специальностей АГ, АТ, АЭ, БАГ, БАТ, БАЭ, БМЗ, БМП, БТЭ, МЗ, МП,
МС, ТЭ, ЭГ, ЭТ………….
Содержание дисциплины «Химия» для студентов нехимических
специальностей БПГ, БПС, ВВ, ГФ, ДС, ПГ, ПС, ЭС………………………
Лекция 1. Квантово-механическая модель строения атома……..……............
Лекция 2. Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон.
Периодическая система Д.И. Менделеева……………………………………..
Лекция 3. Основные типы химической связи. Ковалентная связь…………...
Лекция 4. Теория гибридизации и геометрия молекул. Полярность и
поляризуемость ковалентной связи и молекул………………………………...
Лекция 5. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь.………….
Лекция 6. Химическая термодинамика………………………………………...
Лекция 7. Химическая кинетика………………………………………………..
Лекция 8. Химическое равновесие……………………………………………..
Лекция 9. Растворы. Способы выражения концентрации растворов.
Свойства растворов……………………………………………………………...
Лекция 10. Дисперсные системы. Поверхностные явления…………………..
Лекция 11. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация………
Лекция 12. Диссоциация воды. Диссоциация кислот и оснований.
Водородный показатель…………………………………………………………
Лекция 13. Произведение растворимости. Ионно-обменные реакции……….
Лекция 14. Гидролиз солей. Буферные растворы ……………………………..
Лекция 15. Окислительно-восстановительные реакции………………………
Лекция 16. Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические
процессы………………………………………………………….………………
Лекция 17. Электролиз расплавов и растворов………………………………..
Лекция 18. Общие свойства металлов………………………………….………
Лекция 19. Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии…………..........
Лекция 20. Металлы главной подгруппы II группы. Жесткость воды….........
Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо…………
Лекция 22. Полимеры……………………………………………………………
Лекция 23. Химическая идентификация, анализ вещества…………………...
Контрольные вопросы
Список рекомендуемой литературы
6
11
15
17
19
21
23
25
27
29
31
33
35
37
39
41
43
45
47
49
51
53
55
57
59
61
66
6
Содержание дисциплины «Химия»
для студентов нехимических специальностей: АЭ, БАЭ, БМЗ, БМП, МЗ, МП, МС, ТЭ, БТЭ, ЭГ,
ЭТ (АГ, АТ, БАГ, БАТ)
Аудиторные занятия: лекции–34 ч (20ч), практические занятия - 8 ч (4 ч), лабораторные занятия - 28 ч (16 ч),
РГР (домашние задания или контрольные работы), зачёт - 0, экзамен - 1
1
Тема
1.1
1.2
1.3
Модуль 1 «Строение вещества»
Наименование вопросов, изучаемых на
лекции
Квантово-механическая модель строения
атома. Составные части атома. Строение
многоэлектронных атомов. Принцип Паули.
Правило Гунда. Правила Клечковского
Электронные конфигурации атомов.
Периодический закон. Периодическая
система Д.И.Менделеева. Типы элементов
(s, р, d, f) и их расположение в периодической
системе. Периодическое изменение свойств
элементов в соответствии с электронной
структурой их атомов. Атомные и ионные
радиусы. Энергия ионизации. Сродство к
электрону. Электроотрицательность
Основные типы химической связи.
Ковалентная связь. Энергетическая
диаграмма образования молекулы водорода.
Механизмы образования и характеристики
ковалентной химической связи
(насыщенность, направленность)
Лекции–10 ч, практические занятия -6 ч, лабораторные занятия-0 ч, РГР-1
№ лекции
по
пособию
Лекция 1
Лекция 2
Содержание практических занятий
Лекция 2
Лекция 3
1.Строение атома. Электронные
формулы атомов и ионов.
Периодический закон и
периодическая система элементов
Д.И. Менделеева. Периодическое
изменение свойств элементов в
соответствии с электронной
структурой их атомов по периодам
и группам
Содержание
лабораторных
занятий
РГР
контрольные
точки
7
1.4
Теория гибридизации и геометрия
молекул. Полярность и поляризуемость
ковалентной связи и молекул
1.5
Межмолекулярные взаимодействия.
Водородная связь. Влияние на физические
свойства веществ. Металлическая связь и
металлические структуры. Ионная связь и её
свойства. Ионные кристаллы
2
Модуль 2 «Закономерности протекания
химических процессов»
Наименование вопросов, изучаемых на
лекции
Тема
Лекция 4
2.Ковалентная химическая связь.
Механизм образования. Свойства
ковалентной химической связи.
Теория гибридизации, геометрия
молекул. Полярность молекул
Лекция 5
3.Типы межмолекулярных
Контрольная
взаимодействий. Водородная связь
работа 1
и её влияние на физические
«Строение
свойства. Металлическая связь и
вещества»
металлические структуры. Ионная
связь и её свойства. Ионные
кристаллы
Лекции – 6 ч, практические занятия - 2 ч, лабораторные занятия - 6 ч, РГР-1
Содержание
практических
занятий
4.Химическая
термодинамика.
Химическая кинетика
и равновесие.
Решение задач
Содержание
лабораторных занятий
2.1
Химическая термодинамика. Закон Гесса и
следствия из него. Теплота образования
вещества. Энтальпия. Энтропия. Энергия
Гиббса. Направление химических процессов
Лекция 6
2.2
Химическая кинетика. Понятие о скорости
химических реакций. Факторы, влияющие на
скорость (концентрация, температура,
катализатор). Энергия активации.
Гомогенный и гетерогенный катализ
Химическое равновесие. Константа
химического равновесия. Принцип ЛеШателье. Колебательные реакции
Лекция 7
2. ЛР-2. Химическая
кинетика и химическое
равновесие
Лекция 8
3.ЛР-3. Химическая
кинетика и химическое
равновесие
2.3
РГР
контрольные
точки
1. ЛР-1. Тепловые
эффекты и направление
протекания
химических реакций
Контрольная
работа 2
«Закономерности
протекания
химических
процессов»
8
3
Тема
3.1
3.2
3.3
3.4
Модуль 3 «Дисперсные системы и
растворы»
Наименование вопросов,
изучаемых на лекции
Лекции – 8 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 8 ч, РГР-1
Растворы. Способы выражения
концентраций растворов. Свойства
растворов. Дисперсные системы.
Поверхностные явления. Растворы
электролитов. Электролитическая
диссоциация. Понятие об электролитах.
Степень диссоциация, константа диссоциации
слабых электролитов. Закон разбавления
Оствальда. Растворы сильных электролитов.
Ионная сила растворов. Активность ионов
Диссоциация воды. Диссоциация кислот и
оснований. Водородный показатель.
Ионное произведение воды. Расчет рН
растворов сильных и слабых кислот; сильных
и слабых оснований
Лекция 9*
Лекция 10*
Лекция 11
4.ЛР-4. Приготовление
раствора NaCl
заданной концентрации
Лекция 12
Произведение растворимости. Ионнообменные реакции. Равновесие в растворах
плохо растворимых сильных электролитов.
Условия образования и растворения осадков.
Направление протекания ионно-обменных
реакций. Реакция нейтрализации
Гидролиз солей. Буферные растворы.
Гидролиз по катиону, гидролиз по аниону,
полный гидролиз. Степень гидролиза и
факторы, влияющие на неё. Константа
гидролиза. Расчет рН растворов солей.
Буферные растворы
Лекция 13
5.ЛР-5. Ионнообменные реакции.
Условие их
протекания.
Диссоциация кислот и
оснований
6.ЛР-6. Условия
выпадения и
растворения осадков.
Произведение
растворимости
Содержание
практических
занятий
Лекция 14
Содержание
лабораторных занятий
7.ЛР-7. Гидролиз
солей. Обратимость
гидролиза. Факторы,
влияющие на гидролиз
РГР
контрольные
точки
Контрольная
работа 3
«Дисперсные
системы и
растворы»
9
4
Тема
4.1
4.2
4.3
Модуль 4 «ОВР. Электрохимические
процессы»
Наименование вопросов,
изучаемых на лекции
Лекции – 6 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 8 ч, РГР-1
Окислительно-восстановительные
реакции. Основные понятия. Составление
уравнений ОВР. Метод ионно-электронного
баланса. Направление протекания ОВР
Понятие «Электродный потенциал».
Электрохимические процессы.
Стандартный водородный электрод. Ряд
стандартных окислительновосстановительных потенциалов металлов
(ОВП). Гальванический элемент.
Электрохимические цепи
Электролиз расплавов и растворов солей.
Потенциал разложения. Ряд разряжаемости
катионов и анионов. Электролиз с активным
анодом
Лекция 15
5.1
Содержание
лабораторных занятий
РГР
контрольные
точки
8.ЛР-8. Окислительновосстановительные
реакции. Направление
протекания
9.ЛР-9. Гальванический
элемент. Ряд
стандартных
окислительновосстановительных
потенциалов металлов
Лекция 16
Лекция 17
10.ЛР-10.
Электрохимическая
коррозия металлов
11.ЛР-11. Электролиз
растворов солей
4.4
Тема
Содержание
практических
занятий
Модуль 5 «Химические свойства
металлов»
Наименование вопросов,
изучаемых на лекции
Общие свойства металлов. Химические
свойства металлов. Взаимодействие металлов
с неметаллами, с водой, основаниями.
Взаимодействие металлов с кислотами,
растворами солей
Контрольная
работа 4 «ОВР.
Электрохимичес
кие процессы»
Лекции – 4 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 4 ч, РГР-1
Содержание
практических
занятий
Лекция 18
Содержание
лабораторных занятий
12.ЛР-12. Химические
свойства металлов.
Взаимодействие металлов
с неметаллами, с водой,
основаниями
РГР
контрольные
точки
10
5.2
Коррозия металлов. Методы защиты от
коррозии Виды коррозии. Меры борьбы с
коррозией
Лекция 19
5.3
Металлы главной подгруппы II группы.
Жесткость воды. Физические и химические
свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли
металлов IIА группы. Жесткость воды, устранение
жесткости
Конструкционные металлы. Алюминий.
Хром. Железо. Физические и химические
свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли
металлов
Модуль 6 «Полимеры. Химическая
идентификация. Качественный и
количественный анализ»
Наименование вопросов,
изучаемых на лекции
Лекция 20*
Полимеры. Полимер, мономер,
полимеризация, поликонденсация,
пластмассы, эластомеры, каучуки, резины
Химическая идентификация, анализ
вещества. Химическая идентификация,
качественный и количественный анализ,
аналитический сигнал, аналитическая
реакция, групповой реагент, специфические
реакции, дробный и систематический анализ,
гравиметрический, титриметрический методы
количественного анализа. Химические,
физико - химические, физические,
биологические методы анализа
Лекция 22*
5.4
Тема
6.1
6.2
* Для самостоятельного изучения.
13.ЛР-13. Химические
свойства металлов.
Взаимодействие металлов
с кислотами и солями
Контрольная
работа 5
«Химические
свойства
металлов
Лекция 21*
Лекции – 0 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 2 ч, РГР-1
Содержание
практических
занятий
Лекция 23*
Содержание
лабораторных занятий
14.ЛР-14. Определение
общей и карбонатной
жёсткости воды. Умягчение
воды
РГР
контрольные
точки
Домашнее
задание
«Жесткость
воды»
11
Содержание дисциплины «Химия»
для студентов нехимических специальностей: ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ, ДС, ЭС, ГФ
Номер
темы
1.1
1.2
1.3
Модуль 1 «Реакционная способность веществ». Лекции – 8 ч, практические занятия – 4 ч,
домашнее задание № 1
Вопросы, изучаемые на лекции
Номер
Вопросы, изучаемые
Вопросы,
РГР,
лекции
на практическом
изучаемые на
домашнее
по пособию
занятии
лабораторном
задание
занятии
Квантово-механическая модель
строения атома.
Составные части атома. Строение
многоэлектронных атомов. Принцип
Паули. Правило Гунда. Правила
Клечковского. Электронные
конфигурации атомов. Валентные
электроны
Электронные конфигурации атомов.
Периодический Закон. Периодическая
система Д.И. Менделеева. Типы
элементов (s, р, d, f) и их расположение в
периодической системе. Периодическое
изменение свойств элементов в
соответствии с электронной структурой
их атомов. Атомные и ионные радиусы.
Энергия ионизации. Сродство к
электрону. Электроотрицательность
Основные типы химической связи.
Ковалентная связь с позиций метода
валентных связей. Энергетическая
диаграмма образования молекулы
водорода. Механизмы образования и
характеристики ковалентной химической
Лекция 1,
Лекция 2
Лекция 2
Лекция 3,
Лекция 4
Реакционная
способность веществ.
Строение атома.
Периодический закон и
периодическая система
химических элементов
12
1.4
связи (насыщенность, направленность)
Теория гибридизации и геометрия Лекция 3,
молекул. Полярность и поляризуемость Лекция 4,
ковалентной
связи
и
молекул. Лекция 5*
Полярность
и
поляризуемость
ковалентной связи и молекул. Типы
межмолекулярных
взаимодействий.
Водородная связь и её влияние на
физические свойства. Металлическая
связь и металлические структуры. Ионная
связь и её свойства. Ионные кристаллы
Химическая связь
Домашнее
задание № 1
Модуль 2 «Химическая термодинамика и кинетика». Лекции 6 ч, практические занятия – 4 ч, лабораторные
занятия – 4 ч, домашнее задание № 2
2.1
Химическая термодинамика.
Закономерности протекания химических
процессов. Закон Гесса и следствия из
него. Теплота образования вещества.
Энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса.
Направление химических процессов
Лекция 6
2.2
Химическая кинетика. Понятие о
скорости химических реакций. Факторы,
влияющие на скорость (концентрация,
температура, катализатор). Энергия
активации. Гомогенный и гетерогенный
катализ
Химическое равновесие. Константа
химического равновесия. Принцип ЛеШателье. Колебательные реакции
Лекция 7
2.3
Лекция 8
Химическая
термодинамика.
Энергетика и
направление
химических процессов.
Термодинамические
расчеты
Химическая
кинетика. Катализ
Химическая кинетика.
Скорость реакции и
методы ее
регулирования.
Химическое равновесие,
смещение химического
равновесия
Химическое
равновесие
Домашнее
задание № 2
13
Модуль 3 «Химические системы». Лекции – 10 ч, практические занятия – 4 ч, лабораторные занятия – 8 ч,
домашнее задание № 3
3.1
3.2
3.3
3.4
3.5
Растворы. Способы выражения
концентрации растворов. Свойства
растворов
Дисперсные системы. Классификация
дисперсных систем. Поверхностные
явления. Коллоидные растворы, строение
мицеллы
Теория электролитической
диссоциации. Понятие об электролитах.
Степень диссоциация, константа
диссоциации слабых электролитов.
Диссоциация воды. Ионное произведение
воды. Водородный показатель. Закон
разбавления Оствальда. Растворы
сильных электролитов. Ионная сила
растворов. Активность ионов
Произведение растворимости. Ионнообменные реакции Произведение
растворимости. Условия образования и
растворения осадков. Направление
протекания ионно-обменных реакций.
Реакция нейтрализации
Гидролиз солей. Степень гидролиза и
факторы, влияющие на неё. Константа
гидролиза. Расчет рН растворов солей.
Буферные растворы
Лекция 9
Лекция 10
Дисперсные системы.
Поверхностные явления.
Адсорбция. Коллоидные
растворы
Приготовление
растворов заданной
концентрации
Дисперсные системы.
Лекция 11,
Лекция 12
Лекция 13
Ионообменные
реакции
Лекция 14
Гидролиз солей
Домашнее
задание № 3
Модуль 4 « Электрохимические системы». Лекции – 8 ч. Практические занятия – 2 ч, лабораторные
занятия – 6 ч, домашнее задание № 4
4.1
Окислительно-восстановительные
реакции. Составление уравнений ОВР.
Метод ионно-электронного баланса.
Лекция 15
Окислительновосстановительные
реакции
Окислительновосстановительные
реакции
14
4.2
4.3
4.4
Направление протекания ОВР
Понятие «Электродный потенциал».
Электрохимические процессы.
Стандартный водородный электрод. Ряд
стандартных окислительновосстановительных потенциалов металлов
(ОВП). Гальванический элемент.
Электрохимические цепи
Электролиз расплавов и растворов
солей. Потенциал разложения. Ряд
разряжаемости катионов и анионов.
Электролиз с активным анодом
Коррозия металлов. Методы защиты от
коррозии. Общие свойства металлов.
Понятие коррозии, виды коррозии. Меры
борьбы с коррозией
Лекция 16
Лекция 17
Лекция 18*,
Лекция 19
Электрохимические
системы
Ряд напряжений
металлов.
Гальванический
элемент. Электролиз
Коррозия металлов.
Методы защиты от
коррозии
Модуль 5 «Избранные вопросы химии». Лекции – 4 ч, лабораторные занятия – 2 ч
5.1
5.2
5.3
Магний, кальций и их соединения.
Жесткость воды. Способы умягчения
воды.
Основные конструкционные металлы –
хром, марганец, железо, алюминий.
Общая характеристика физических и
химических
свойств.
Получение.
Применение
Полимеры и олигомеры. Строительные
изделия и материалы на основе
полимеров. Методы синтеза
высокомолекулярных соединений
Химическая идентификация веществ,
анализ вещества. Основные химические
методы анализа и идентификации
соединений
* Для самостоятельного изучения.
Лекция 20*,
Лекция 21*
Лекция 22
Лекция 23*
Химия элементовметаллов
Домашнее
задание № 4
15
Н.М. Шаймарданов, Л.Е.Салова
Лекция 1. Квантово-механическая модель строения атома
Ключевые слова: атом, корпускулярно-волновые свойства атомов, принцип
неопределенности, квантовые числа, орбиталь, уровни и подуровни орбиталей.
Атом - химически неделимая единица вещества и представляет собой
сложную электронейтральную микросистему находящихся в движении
элементарных частиц. Характеристики основных элементарных частиц атома:
Частица
протон
нейтрон
электрон
Масса, а.е.м.
1,00728
1,00866
5,4858 10-4
Заряд, отн. ед.
+1
0
-1
В 1911 г. Э.Резерфорд предложил модель атома, согласно которой атом
состоит из положительно заряженного ядра, в котором находится почти вся
масса атома, и располагающихся вокруг ядра электронов. Ядро состоит из
протонов и нейтронов. Число электронов равно числу протонов, и поэтому атом
электронейтрален. Химический элемент - определенный вид атомов с
одинаковым зарядом ядра. Атомы – наименьшие частицы химических
элементов, являющихся носителями их химических свойств. Заряд ядра
(сумма протонов) численно равен порядковому номеру элемента в
периодической системе. В основе квантово-механической теории строения
атомов лежит представление о двойственности природы электронов и
других микрочастиц, то есть их корпускулярно-волновые свойства. С
движущимся электроном ассоциируется волна, длина которой определяется
уравнением Де-Бройля:  
h
, где λ - длина волны, (м); m - масса электрона;
mV
V-скорость движения частицы (≈108 м/с), h - постоянная Планка. Вторым
фундаментальным принципом квантовой механики является принцип
неопределенности Гейзенберга: невозможно описать с высокой степенью
точности местонахождение электрона (координаты), и его энергию (импульс) в
один и тот же момент времени. В квантовой механике электрон представляют
как «облако отрицательного заряда», имеющее определенные размеры и форму.
Уравнение Шрёдингера (1926 г.) описывает волновые и корпускулярные
свойства электрона в атоме водорода. Решениями уравнения Шредингера
являются энергии электрона и волновая функция ψ(пси). Решения его
возможны только при определенных дискретных значениях энергии
электрона: Е1, Е2, … Еn. Волновая функция ψ зависит от координат (x, y, z), и
энергии E электрона и не имеет определенного физического толкования.
Квадрат волновой функции ψ2 определяет плотность вероятности нахождения
электрона в точке с координатами (x, y, z). ψ2·ΔV –вероятность нахождения
электрона в данном объеме атома ΔV. Чем больше ψ2·ΔV, тем плотнее
электронное облако в данном объеме атома. Каждой волновой функции
соответствует набор из трех целочисленных параметров - квантовых чисел – n,
l, ml. Область пространства, в которой вероятность нахождения электрона
16
составляет не менее 90%, называют атомной орбиталью. Атомные орбитали
различаются по энергии, размерам, форме, ориентации в пространстве и могут
быть охарактеризованы тремя квантовыми числами (n, l, ml).
Главное квантовое число – n - принимает только целые положительные
значения n = 1, 2, 3…∞. С увеличением n энергия и размер электронного облака
(атомной орбитали) возрастает. Совокупность атомных орбиталей с
одинаковым значением n называют уровнем, или электронным слоем.
Максимально возможные числа орбиталей и электронов на уровне
соответственно равны n2 и 2n2.
Орбитальное квантовое число l определяет значения орбитального
момента количества движения электрона и принимает значения от 0 до (n-1),
например, при n = 3: l = 0, 1, 2. Характеризует форму атомных орбиталей
(электронных облаков), для которых в зависимости от l приняты
соответствующие обозначения:
l
0, 1, 2, 3, 4, 5…
обозначение s, p, d, f, g, h…
s - Орбиталь (s – электронное облако) имеет шарообразную форму. При
l=1 зона вероятностного распределения электронов представляет собой
гантелеобразное облако с центром в ядре (р-орбиталь). У d - орбитали (l = 2) и f
- орбитали (l= 3) форма электронных облаков еще более сложная. Совокупность
атомных орбиталей с одинаковым значением n и l называют подуровнем или
электронной подоболочкой. Число возможных орбиталей и электронов в
пределах подуровня соответственно равны (2l+1) и 2(2l+1).
Магнитное квантовое число ml может принимать положительные и
отрицательные целочисленные значения от минус l до плюс l через нуль. В
зависимости от значений ml определяются возможные ориентации орбиталей
одной формы и их число, которое равно количеству значений ml. Так, для s орбиталей (l = 0, ml = 0), возможна одна ориентация, поскольку шар
симметричен относительно трех осей ординат. Для р - орбиталей (l=1, ml = -1, 0,
+1), что соответствует трем ориентациям р - орбиталей относительно трех осей.
Для d - орбиталей (l=2, ml = -2, -1, 0, +1, +2) число возможных ориентаций –
пять, для f – орбиталей - семь.
Спиновое (ms) квантовое число характеризует сложное движение
электрона вокруг собственной оси и принимает значения +1/2 или –1/2.
Контрольные вопросы:
1. Как вы понимаете корпускулярно-волновые свойства атомов?
2. Что такое орбиталь? Физический смысл Ψ2? Типы орбиталей?
3. Квантовые числа, что они описывают?
4. Что такое энергетический (электронный) уровень, подуровень?
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 60 - 88.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 17 – 25.
17
Н.М. Шаймарданов
Лекция 2. Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон.
Периодическая система Д.И. Менделеева
Ключевые слова: электронная структура атомов, последовательность энергетических
уровней и подуровней атомов, принципы заполнения атомных орбиталей
электронами, периодический закон, периодическая система химических элементов,
периодически изменяющиеся свойства атомов.
В атоме водорода атомные орбитали (АО) на одном энергетическом
уровне «вырождены», т.е. имеют одинаковые значения для всех подуровней. Во
многоэлектронных атомах из-за действия сил межэлектронного отталкивания
уровни энергии расширяются в энергетическую зону с энергетическими
подуровнями, обозначаемыми s-, p-, d-, f- подуровни. В пределах одного
электронного слоя электронные состояния - s, p, d, f - отличаются по энергиям,
причем Es < Ep < Ed <Ef. Поскольку состояния s, p, d, f в многоэлектронных
атомах имеют разную энергию, их называют энергетическими подуровнями.
Заполнение электронами квантовых слоев и энергетических подуровней в
реальных атомах происходит с соблюдением трех основных принципов.
1. Принцип наименьшей энергии. Электроны занимают в атоме
орбитали с наименьшей энергией. Последовательность расположения АО по
уровням энергии при заполнении электронами определяется правилом
Клечковского: электроны в невозбужденном атоме располагаются в
состояниях, где меньше сумма (n+l), так как энергия электронов зависит от n и l
и не зависит от ml и ms. При одинаковом значении этой суммы в первую
очередь заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа
(n). Последовательность заполнения электронами атомных орбиталей в порядке
возрастания энергии представлена в таблице:
Вид атома
Атом водорода
Многоэлектронные атомы
Энергетические состояния
1s<2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f<5s=5p=5d=5f
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d
2.
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов,
имеющих четыре одинаковых квантовых числа. Один электрон от другого на
атомной орбитали должен отличаться спиновым квантовым числом. Как
следует из принципа Паули, на атомной орбитали максимально может быть два
электрона, отличающихся спином, и это обозначается: ↑↓.
3.
Правило Хунда. При заполнении энергетического подуровня,
электроны стремятся заполнить свободные орбитали, сначала по одному с
параллельными спинами, а затем по второму с противоположными спинами.
Распределение электронов по атомным орбиталям называют
электронной конфигурацией атома и представляют в виде: а) полной
электронной формулы, например: 22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2; б) краткой
электронной формулы: 22Ti [Ar]4s23d2; в) электроно-графической формулы, в
которой атомные орбитали обозначают в виде клеток (энергетических или
квантовых ячеек), а электроны – стрелками ↑↓.
18
Валентными электронами (атомными орбиталями) называют электроны
внешнего слоя и того предвнешнего подуровня, который заполняется в данном
атоме, например для титана валентные электроны: 22Ti …..4s23d2.
Периодическую систему химических элементов в настоящее время
рассматривают как классификацию элементов в зависимости от зарядов ядра и
от строения электронных оболочек невозбужденных атомов. Периодический
закон: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений
элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов
элементов. Периодический закон основывается на современной теории
строения атома: периодические изменения свойств элементов и их соединений
происходят из-за периодически повторяющихся подобных структур
электронных оболочек атомов. Последовательность заполнения электронных
оболочек атомов периодической системы выглядит следующим образом.
1. Начало нового электронного слоя соответствует началу нового
периода. Число элементов в данном периоде определяется максимальным
количеством электронов на заполняемых подуровнях. Каждый период
заканчивается элементом, имеющим заполненный внешний p - подуровень
(инертные газы).
2. Элементы, атомы которых имеют подобную электронную
конфигурацию, являются электронными аналогами и образуют группу
периодической системы. В короткопериодной таблице к главной подгруппе
относятся элементы, у которых на стадии заполнения находятся s- и p- атомные
орбитали (s- и p-элементы). К побочной подгруппе относятся элементы, у
которых заполняются d-орбитали (d-элементы).
Химическая природа атома зависит от способности отдавать или
принимать внешние и предвнешние электроны. Периодически изменяются
такие свойства атомов: атомные и ионные радиусы, энергии (потенциалы)
ионизации атомов, сродство к электрону, электроотрицательность (ЭО),
валентность и т.д. От изменения этих свойств атомов (увеличения или
уменьшения) зависят металлические (восстановительные) или неметаллические
(окислительные) свойства атомов.
Контрольные вопросы:
1. Правило Клечковского.
2. Сформулируйте основные принципы заполнения АО электронами.
3. Периодический закон Менделеева.
4. Периодическая система элементов. Электронная структура атомов
химических элементов.
5. Периодически изменяющиеся свойства атомов и их влияние на
химические свойства атомов.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 88 - 106.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 25 – 34.
19
Н.М. Шаймарданов, О.Б.Чалова
Лекция 3. Основные типы химической связи. Ковалентная связь
Ключевые слова: типы химической связи: ионная, металлическая, ковалентная, σ - и
 - связи, свойства ковалентной связи, механизмы образования связи, валентность.
Под химической связью понимают силы притяжения, удерживающие
атомы или (ионы) друг около друга и создающие тем самым достаточно
стабильный агрегат атомов (или ионов). По современным представлениям,
химическая связь имеет электростатическую природу. В ее образовании
участвуют валентные электроны внешних и предвнешних подуровней атомов.
Выделяют три основных типа химической связи: ковалентная, ионная,
металлическая.
Ионная связь осуществляется как электростатическое притяжение
противоположно заряженных ионов (простых или сложных). Принято считать
связь ионной, если разность электроотрицательностей элементов больше 1,9.
Ионная связь, как правило, образуется между атомами типичных металлов и
типичных неметаллов. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и
ненасыщаемостью. По этой причине посредством ионной связи образуются
ионные кристаллы. Состав ионного соединения AnBm отражает только
соотношение между числом катионов Am+ и анионов Bn-.
Металлическая
связь
возникает
в
металлах,
сплавах,
интерметаллических соединениях. Валентные электроны внешних оболочек
металла относительно легко удаляются, из атомов образуются катионы металла.
Электроны делокализованы и могут свободно перемещаться по всему кристаллу.
Оставшиеся катионы металлов притягиваются делокализованным электронным
облаком («электронным газом»), заполняющим пространство между ними.
Образованную подобным образом химическую связь называют металлической
связью. Металлическая связь характеризуется ненаправленностью и
ненасыщаемостью. Строение металлических кристаллов наиболее точно
описывается «структурами с плотнейшей укладкой шаров».
Для объяснения природы ковалентной связи и механизма ее
образования используются два метода – метод валентных связей (ВС) и метод
молекулярных орбиталей (МО). В основе метода ВС лежит теория Льюиса об
образовании ковалентной связи формированием общей пары электронов между
взаимодействующими атомами. В 1927 г. немецкие физики Гейтлер и Лондон
провели квантово-механический расчет с использованием уравнения
Шредингера для выяснения вопроса – как изменяется энергия в системе из двух
атомов водорода при их сближении. Из расчетов были получены следующие
выводы: 1. Для образования химической связи атомы должны предоставить в
общее пользование электроны с противоположными спинами. 2. Атомные
орбитали при образовании химической связи «перекрываются». 3. При
образовании химической связи выделяется энергия, называемая энергией связи,
что является движущей силой протекания химической реакции. Связь,
20
образованную посредством перекрывания электронных облаков, то есть
осуществляемую общей парой электронов с противоположными спинами,
называют ковалентной связью. Если электронные облака перекрываются
вдоль линии, соединяющей ядра атомов, образуется σ-связь. Если электронные
облака перекрываются выше и ниже линии, соединяющей ядра атомов,
образуется π-связь. σ-Связь более прочная, вокруг нее возможно вращение без
ее разрыва. π-Связь менее прочная и образуется как дополнительная. Порядок
(кратность) связи определяется числом общих электронных пар,
осуществляющих связь между ядрами атомов. Основные характеристики
ковалентной химической связи – длина связи, энергия связи. С увеличением
кратности связи уменьшается длина связи и увеличивается суммарная энергия
связи. Ковалентной связи присущи следующие особенности – насыщаемость и
направленность. Насыщаемость определяет стехиометрию молекулярных
химических соединений (формульный состав, массовые соотношения
элементов) и валентные возможности атомов (способность образовать
ограниченное число ковалентных связей). Общая пара связывающих
электронов
может
образоваться
в
результате
объединения
взаимодействующими атомами неспаренных электронов с противоположными
спинами (обменный механизм). Во многих случаях число связей,
образованных атомом, оказывается больше числа неспаренных электронов в
основном состоянии. Это объясняется возможностью образования связей из
возбужденного состояния: происходит распаривание одной или нескольких
внешних электронных пар с последующим переходом одного электрона от
каждой пары на свободную орбиталь более высокого подуровня того же
внешнего уровня. Энергия, затраченная на возбуждение атома, с большим
избытком компенсируется энергией, выделяемой при образовании связей
возбужденным атомом. Например, для бора характерно образование трех
связей в соединениях (BF3) в результате перехода в возбужденное состояние с
тремя неспаренными электронами: B …2s22p1 → B*…2s12p2.
Как правило, максимальная валентность элемента совпадает с номером
группы, в которой он находится, исключение составляют N, O, F и некоторые d
- металлы с почти заполненным предвнешним d - подуровнем.
Второй механизм образования ковалентной связи – донорноакцепторный: один атом (донор) представляет неподеленную пару электронов,
а другой (акцептор) свою вакантную орбиталь.
Контрольные вопросы:
1. Ионная связь. Металлическая связь.
1. Ковалентная химическая связь, длина, энергия связи, σ - и  – связи.
2. Насыщаемость ковалентной связи, валентности атомов.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 117 – 136, 145 - 154.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 34 – 65.
21
Н.М. Шаймарданов
Лекция 4. Теория гибридизации и геометрия молекул.
Полярность и поляризуемость ковалентной связи и молекул
Ключевые слова: направленность ковалентной связи, геометрия молекул,
гибридизация, гибридные орбитали, полярность, поляризуемость, электрический
момент диполя.
Направленность ковалентной связи определяет геометрическую
структуру (форму) молекулы. Атомные орбитали имеют разные формы и
размеры, разную ориентированность в пространстве и перекрываются по
определенным, предпочтительным направлениям, в которых достигается
максимальная плотность перекрывания. Это приводит к образованию молекулы
определенной геометрической формы (линейной, угловой, тетраэдрической и
др.). Например, атом серы в сероводороде образует связи с атомами водорода за
счет p-электронов, ориентированных вдоль осей координат под углом 90о. Это
хорошо объясняет экспериментально наблюдаемый валентный угол ∟HSH
между направлениями связей, равный 92о, и угловую геометрию молекулы
H2S. Для объяснения валентных углов и геометрической структуры молекул
при образовании химических связей электронами разных подуровней в теории
ВС используются: 1) метод отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП);
2) концепция гибридизации, предложенная Л. Полингом. Согласно этой
концепции, при образовании связей орбитали разной симметрии смешиваются
и переходят в гибридные атомные орбитали (АО) одинаковой формы,
одинаковой усредненной энергии и симметрично расположенные вокруг
центрального атома, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Относительное
пространственное положение гибридных орбиталей в атоме определяется тем,
что электроны с параллельными спинами стремятся находиться возможно
дальше друг от друга (ОВЭП). Это уменьшает силы отталкивания и таким
образом понижает энергию системы. Примеры некоторых видов гибридизации.
sp-Гибридизация: в этом случае «перерождаются» одна s- и одна р-орбиталь,
при этом возникают две гибридные sp-орбитали, располагающиеся на одной
прямой; угол между их направлениями 1800 (BeCl2). sp2-Гибридизация:
гибридизуются одна s- и две р-орбитали, угол 1200 (BCl3). При sp3гибридизации валентный угол составляет 109028' (CH4).
Возможны также гибридные орбитали с участием d-атомных орбиталей
2
(sp d, sp3d, sp3d2). Геометрия молекул формируется типом гибридизации АО
центрального атома. При образовании π-связи наблюдается максимальное
перекрывание орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра
связанных атомов, вращение вокруг π-связи невозможно. σ-Связь формирует
геометрическую форму молекулы, а π-связь упрочняет и закрепляет ее.
Связь в двухатомных молекулах, образованная из одинаковых атомов (Н2)
или атомов близких по электроотрицательности (ЭО), называется неполярной
22
(гомеополярной). Связь, образованная различными атомами, отличающимися
ЭО, называется полярной (гетерополярной). В таких молекулах электронная
плотность перекрывающихся электронных облаков смещена к более ЭО атому.
Полярность связи обуславливается различием ЭО и размеров атомов.
Полярность связи обуславливает полярность молекулы, то есть
несимметричное распределение электронной плотности, при котором «центры
тяжести положительных и отрицательных зарядов» в молекуле не будут
совпадать в одной точке. Между ними возникает какое-то расстояние –
дипольное расстояние или длина диполя. Количественно полярность молекул
оценивается величиной электрического дипольного момента. Электрическим
дипольным моментом (μп) называется произведение абсолютного заряда
электрона q на расстояние между зарядами (длина диполя l) и выражается в
дебаях (1Д= 10-30 Кл·м): μп=q∙l. Электрический дипольный момент – величина
векторная, то есть характеризуются направленностью (условно от
положительного к отрицательному заряду). Электрический дипольный
момент молекулы определяется как векторная сумма электрических
дипольных моментов связей и, следовательно, зависит от полярности связей и
геометрии молекулы. Неполярные молекулы - это молекулы с неполярными
связями, а также молекулы, имеющие симметрично (линейная, плоскотреугольная, тетраэдрическая, октаэдрическая ориентация) расположенные
вокруг центрального атома одинаковые полярные связи. Полярными являются
молекулы, содержащие полярные связи и несимметричное геометрическое
строение.
Поляризуемостью ковалентной связи и (или) молекулы называют ее
способность под действием внешнего электрического поля становиться
полярной или более полярной. Поляризуемость π-связи выше, чем
поляризуемость σ-связи. Поляризуемость молекулы возрастает с увеличением
ее объема и числа π-связей. Постоянный момент диполя полярной связи
(молекулы) μn в электрическом поле становится больше на величину μi, равную
временному наведенному или индуцированному диполю μ=(μn+μi). Роль
внешнего электрического поля могут играть заряженные частицы, входящие в
состав самого соединения (ионы или атомы с большим эффективным зарядом).
Поляризующее действие иона приводит к деформации электронной оболочки
соседней частицы, которая тем больше, чем больше их поляризуемость.
Контрольные вопросы:
1. Направленность ковалентной связи. Геометрия молекул.
2. Типы гибридных орбиталей.
3. Полярность ковалентной связи, полярность молекул.
4. Поляризуемость ковалентной связи, поляризуемость молекулы.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 136 - 142.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 48 – 57.
23
Н.М. Шаймарданов
Лекция 5. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь
Ключевые слова: межмолекулярное взаимодействие, разновидности взаимодействия,
механизмы взаимодействий, водородная связь.
Электрически нейтральные атомы и молекулы, валентно насыщенные в
общем понимании, способны к дополнительному взаимодействию друг с
другом. При сближении молекул появляется притяжение, что обуславливает
возникновение конденсированного состояния вещества. К основным видам
взаимодействия молекул следует прежде всего отнести вандерваальсовы
силы, водородные связи и донорно-акцепторные взаимодействия.
Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами или
молекулами, проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц,
называют межмолекулярным притяжением или силами Ван-дер-Ваальса. Они
действуют в веществах, находящихся в газообразном и жидком состояниях,
между молекулами в молекулярных кристаллах. Они играют важную роль в
процессах адсорбции, катализа, а также в процессах растворения и сольватации.
Ван-дер-Ваальсово
притяжение
имеет
электрическую
природу
и
рассматривается как результат действия трех эффектов – ориентационного,
индукционного, дисперсионного: Е = Еор. + Еинд. + Едисп.
Энергия всех трех слагаемых связана с дипольным взаимодействием
различного происхождения.
Ориентационное взаимодействие (диполь-дипольное взаимодействие)
возникает только в полярных веществах, молекулы которых представляют
собой диполи. При сближении полярные молекулы ориентируются
противоположно заряженными сторонами диполей.
Индукционное взаимодействие связано с процессами поляризации
неполярных молекул диполями окружающей среды. Образуется наведенный
или индуцированный диполь. Подобное взаимодействие может наблюдаться и
для полярных частиц.
Дисперсионное взаимодействие возникает при взаимодействии любых
атомов и молекул независимо от их строения и полярности. Силы
дисперсионного взаимодействия универсальны. Основа такого взаимодействия
- в представлении о синхронизации движения мгновенных диполей
взаимодействующих частиц. Длина вандерваальсовой связи больше, а
прочность меньше, чем те же параметры для ковалентной связи.
Специфичность сил Ван-дер-Ваальса – быстрое ослабление их с расстоянием,
так как все составляющие эффекты обратно пропорциональны расстоянию
между молекулами в шестой степени.
Поскольку
Ван-дер-Ваальсовы
взаимодействия
имеют
электростатическую природу, они ненасыщаемы и ненаправлены.
Водородная связь носит промежуточный характер между ковалентным и
межмолекулярным взаимодействием. Она осуществляется между положительно
24
поляризованным атомом водорода, химически связанным в одной молекуле, и
отрицательно поляризованным атомом фтора или кислорода или азота (реже
хлора, серы), принадлежащим другой молекуле (межмолекулярная водородная
связь) или другой функциональной группе этой же молекулы
(внутримолекулярная водородная связь). Единого мнения на механизм
образования водородной связи пока не существует.
Водородная связь носит в некоторой степени характер донорноакцепторной связи и характеризуется насыщаемостью и направленностью.
Энергия водородной связи лежит в пределах между 8-40 кДж. Различают
сильные и слабые водородные связи. Слабые водородные связи имеют энергию
образования менее 15 кДж/моль. Энергия образования сильных водородных
связей 15–40 кДж/моль. К ним относят связи О-Н…..О в воде, спиртах,
карбоновых кислотах; связи N-H…N, N-H…O и O-H…N в молекулах амидов,
белков и другие.
Водородная связь оказывает существенное влияние на структуру
вещества и на его физические и химические свойства. Многие физические
свойства веществ с водородной связью выпадают из общего ряда
закономерностей в ряду аналогов. Например, элементы вторичной структуры
(α-спирали, β-складки) в молекулах белков стабилизированы водородными
связями. Водородные связи во многом обусловливают физические свойства
воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды
карбоновых кислот, сложные эфиры). Аномально высокая электропроводность
и теплоёмкость воды, а также теплопроводность многоатомных спиртов
обеспечивается многочисленными водородными связями. Одна молекула воды
может образовать до четырёх классических водородных связей с соседними
молекулами. Водородные связи повышают температуру кипения, вязкость и
поверхностное натяжение жидкостей. Помимо повышенной температуры
кипения водородные связи проявляются также при формировании
кристаллической структуры вещества, повышая его температуру плавления. В
кристаллической структуре льда Н-связи образуют объемную сетку, при этом
молекулы воды располагаются таким образом, чтобы атомы водорода одной
молекулы были направлены к атомам кислорода соседних молекул.
Контрольные вопросы:
1. Ориентационное, индукционное, дисперсионное взаимодействия.
2. Водородная связь и ее влияние на свойства веществ.
3. «Аномальные свойства воды».
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 158 - 168.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 65 – 71, 96 – 106.
25
О.Ф. Булатова
Лекция 6. Химическая термодинамика
Ключевые слова: первый и второй законы термодинамики, стандартная теплота
образования вещества, энтальпия, закон Гесса и следствия из него, энтропия, энергия
Гиббса, направление химических процессов.
В термодинамике весь объективный мир делится на систему и
окружающую среду. Система – это некоторая часть материального мира,
ограниченная реальной или воображаемой поверхностью. Система, у которой
отсутствует обмен веществом с окружающей средой, называется закрытой, а
если отсутствует также и обмен энергией – изолированной системой.
Совокупность всех свойств системы есть её состояние. Те свойства,
которые задаются, называются параметрами состояния, а вычисляемые –
функциями состояния. Внутренняя энергия U (кДж), энтальпия Н (кДж),
энтропия S (Дж/К), энергия Гиббса G (кДж) обычно выступают в качестве
функции состояния и рассчитываются на один моль вещества, кДж/моль.
Химические процессы - это превращение одних веществ в другие. На
разрыв связей в молекулах исходных веществ энергия затрачивается, а при
образовании связей в молекулах продуктов реакции энергия выделяется. Если
общее количество затраченной энергии больше выделенной, то процесс идет с
поглощением энергии и является эндотермическим (ΔН>0). Если же
количество выделенной энергии больше затраченной, то процесс
осуществляется с выделением энергии и является экзотермическим (ΔН<0).
Уравнения химических реакций, в которых указываются агрегатные
состояния веществ, количества и тепловые эффекты, называются
термохимическими. Для возможности сопоставления энергетических
эффектов различных процессов их принято измерять в стандартных условиях:
химически чистые вещества, при температуре 25°С (298 К) и давлении в 1 атм.
Тепловой эффект химической реакции при постоянном объёме (Qv) равен
изменению внутренней энергии: Qv= - ΔU. Тепловой эффект реакции при
постоянном давлении (QР) равен изменению энтальпии: QР= - ΔН. Энтальпию
Н можно рассматривать как энергию расширенной системы: Н = U + РV.
Тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества
из простых веществ в модификациях устойчивых в стандартных условиях,
называется стандартной теплотой образования (стандартной энтальпией
образования) данного вещества: ∆Hºобр (кДж/моль). Теплота образования
устойчивых модификаций простых веществ в стандартном состоянии
принимается равной нулю. Важнейшим свойством любой функции состояния
является независимость ее изменения от способа, или пути, изменения
состояния системы. Данное заключение отражено в законе Гесса: тепловой
эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или
объеме, не зависит от пути протекания реакции и определяется состоянием
исходных веществ и продуктов реакции. Из закона Гесса вытекают 5
26
следствий. Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях,
как одно из следствий, равен разности сумм стандартных энтальпий
образования продуктов реакции и стандартных энтальпий образования
исходных веществ, с учётом числа молей соответствующих веществ:
∆Hº = Σпрод ∆Hºобр.(прод.) – Σисх.∆Hºобр.(исх.),
где прод - количество вещества (моль) продукта реакции, исх - количество вещества (моль)
исходных реагентов, ∆Hºобр.(прод.) и .∆Hºобр.(исх.)– энтальпии образования продуктов и исходных
реагентов [кДж/моль] соответственно.
В химических процессах одновременно действуют две силы: стремление
частиц объединиться за счёт прочных связей, что уменьшает энтальпию
системы ΔН<0, и стремление частиц разъединиться, что увеличивает энтропию
ΔS>0. Энтропия S [Дж/(моль К)] является мерой свободы или мерой
беспорядка. Две эти силы всегда направлены навстречу друг другу. При их
равенстве система находится в равновесии. Результат действия энтальпийного
(ΔН) и энтропийного (TΔS) факторов отражает термодинамический потенциал.
В условиях постоянных температуры и давления этот потенциал называется
энергией Гиббса G или изобарно–изотермическим потенциалом:
ΔG = ΔН – TΔS. Изменение энергии Гиббса (ΔG) является мерой
самопроизвольного протекания химической реакции: реакция может
протекать самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса
(ΔG=G2–G1<0) Как и в случае ΔН и ΔS, изменение энергии Гиббса (ΔG) в
результате химической реакции не зависит от пути процесса. Стандартное
изменение энергии Гиббса (ΔGо) в ходе реакции равно
∆Gº = Σпрод ∆Gºобр.(прод.) – Σисх ∆Gºобр.(исх.),
где ∆Gºобр.(прод.) и ∆Gºобр.(исх.) – стандартные энергии Гиббса образования продуктов и
исходных реагентов [кДж/моль] соответственно.
Контрольные вопросы:
1. Основные понятия: закрытая и изолированная система, внутренняя
энергия, энтальпия, энтропия.
2. Что называется стандартной теплотой образования вещества ∆Hºобр и
какие условия приняты за стандартные?
3. Какие уравнения называются термохимическими?
4. Формулировка закона Гесса, следствия из закона Гесса.
6. Каков знак величины ΔН в эндо– и экзотермическом процессе?
7. Что такое изобарно–изотермический потенциал или энергия Гиббса,
стандартной энергией Гиббса образования ∆Gºобр?
8. Критерий самопроизвольного протекания процесса.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 169 – 174, 193 - 209.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 115 – 142.
27
Ю.Н. Биглова, Л.Г.Сергеева, М.Н.Назаров
Лекция 7. Химическая кинетика
Ключевые слова: скорость химических реакций, закон действия масс, правило ВантГоффа, уравнение Аррениуса, энергия активации, гомогенный и гетерогенный
катализ.
Химическая кинетика – учение о скорости и механизме химических
реакций. При рассмотрении вопроса о скорости реакций необходимо различать
реакции, протекающие в гомогенной системе, и реакции, протекающие в
гетерогенной системе. Гомогенная система состоит из одной фазы, а
гетерогенная – из нескольких фаз. Фазой называется часть системы,
отделённая от других частей поверхностью раздела, при переходе через
которую свойства изменяются скачком. В гомогенной системе реакция
протекает по всему объёму, в гетерогенной системе – на границе раздела фаз.
Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего
в реакцию или образующегося в результате реакции, за единицу времени в
единице объёма системы. То есть скорость гомогенной реакции (υгомоген)
определяется как изменение концентрации (ΔС) реагирующих веществ за
единицу времени (Δτ). Средняя скорость реакции – величина положительная:
υгомоген = ± Δn/(Δτ·V) = ± ΔC/Δτ, [моль/(л·с)], где Δn – количество вещества,
моль; Δτ - время реакции, с; V - объем реакционной смеси, л; ΔC - изменение молярной
концентрации, [моль/л].
Скоростью гетерогенной реакции (υгетерог) называется количество
вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу
времени на единице площади поверхности раздела фаз:
υгетерог = ±Δn/(Δτ·S), [моль/(с·м2)], где S - площадь поверхности раздела фаз, м2.
К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакции, относятся
следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура,
природа растворителя, присутствие в системе катализаторов или ингибиторов.
Скорость химической реакции пропорциональна числу соударений, которое
тем больше, чем выше концентрация исходных веществ. Влияние
концентрации реагирующих веществ на скорость реакции выражается
законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической
реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,
в степенях, численно равных коэффициентам в уравнении реакции. Таким
образом, выражение для скорости реакции в соответствии с законом действия
масс для процесса:Н2 + С12 = 2НС1 будет иметь вид: υ = k[H2]·[Cl2], где [H2] и
[Cl2] - молярные концентрации H2 и Cl2 [моль/л] соответственно. Если реагенты
газообразны, то вместо молярных концентраций в расчетах могут быть
использованы величины парциальных давлений (Р(H2)·и Р(Cl2)) исходных
газов: υ = k1Р(H2)·Р(Cl2), где k и k1-коэффициенты пропорциональности или
константы скорости химической реакции. Физический смысл этой величины
раскрывается при равенстве концентраций исходных веществ 1 [моль/л], тогда
28
υ = k, то есть k – удельная скорость. Поэтому чаще скорость реакции
оценивается по величине k. Для гетерогенной реакции в выражение закона
действия масс входят величины концентраций только газообразных или
растворённых веществ. Например, для реакции: 2С(тв.) + О2 = 2СО,
υ =
k·[O2], где ·[O2] - молярная концентрация [моль/л].
Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается
правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10°С скорость
большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза:
 2  1  
Т 2 Т1
10
, где υ2 и υ1 – скорости реакции при температурах T2 и T1
соответственно; γ – температурный коэффициент скорости реакции (для большинства
реакций он равен от 2 до 4). Более точно зависимость константы скорости от
температуры описывается уравнением Аррениуса: k = A·exp-Eа/RT, где k –
константа скорости реакции, А – предэкспоненциальная постоянная, Ea – энергия активации
для данного процесса, R - универсальная газовая постоянная, T - температура, K.
Всякая химическая реакция протекает через образование некоторого
активного комплекса, который затем распадается на продукты реакции. В
неустойчивом промежуточном – переходном или активном комплексе - старые
связи еще не полностью разорвались, а новые еще не вполне образовались, ему
соответствует такое состояние системы, при котором энергия максимальна. Для
перехода системы в активный комплекс нужна энергия, равная энергии
активации. Энергия активации – избыточная энергия, которой должны
обладать молекулы, для того чтобы их столкновение могло привести к
образованию нового вещества; это своеобразный энергетический барьер,
который отделяет исходные вещества от продуктов реакции. Катализатор –
вещество, которое увеличивает скорость реакции, но при этом не расходуется в
результате протекания процесса. В большинстве случаев действие катализатора
объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. Ингибитор –
замедляет реакцию, в его присутствии энергия активации увеличивается.
Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются
каталитическими. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае
гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну
фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор находится
в системе в виде самостоятельной отдельной фазы.
Контрольные вопросы:
1. Основные понятия: скорость гомогенной и гетерогенной реакции,
энергия активации, переходный комплекс, катализатор.
2. Влияние различных факторов на скорость химических реакций.
3. Гомогенный и гетерогенный катализ.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 174 - 187.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 166 – 181, 195 – 203.
29
Ю.Н. Биглова, Л.З. Рольник, О.И. Михайленко
Лекция 8. Химическое равновесие
Ключевые слова: обратимые и необратимые химические реакции, химическое
равновесие в гомо- и гетерогенных системах, константа равновесия, смещение
химического равновесия, принцип Ле-Шателье, колебательные реакции.
Необратимыми
химическими
реакциями
называют
реакции,
протекающие только в одном направлении до полного превращения исходных
веществ. Обратимыми называют такие реакции, которые одновременно
протекают в двух противоположных направлениях - прямом и обратном.
Обратимые процессы не доходят до конца, а приводят к химическому
равновесию, при котором концентрации всех реагирующих веществ не
изменяются во времени. Для обратимых реакций наступает состояние
химического равновесия, если изменение свободной энергии Гиббса равно
нулю: ΔG = 0. Химическое равновесие является динамическим. В состоянии
химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной
реакции. Обратимость реакции отмечается знаком «обратимость» (
),
например: 3Н2 + N2
2NН3. Количественной характеристикой химического
равновесия является константа химического равновесия (Кр). Константа
равновесия - характерная величина для каждой обратимой химической реакции.
Для гомогенной реакции в общем виде: a A + b B
cC+dD
в состоянии равновесия скорости прямой (υ1) и обратной (υ2) реакций равны:
υ1 = υ2;
υ1 = k1 [A]a∙[B]b;
υ2 = k2 [C]c∙[D]d.
Тогда константа химического равновесия имеет вид:
Кр = k1/k2 = ([C]c∙[D]d)/([A]a∙[B]b), где [A], [B], [C],∙[D] – равновесные молярные
концентрации веществ A, B, C и∙D, [моль/л] соответственно.
В выражение для константы равновесия входят равновесные молярные
концентрации. Константа равновесия – отношение констант прямой (k1) и
обратной (k2) реакций: k1/k2= Кр. Она зависит от температуры и природы
реагирующих веществ, но не зависит от концентраций.
Равновесие в гетерогенных системах. Так как концентрации твердых
фаз не входят в уравнение скорости реакции, то они не будут входить в
уравнение константы равновесия гетерогенных обратимых систем. Например,
для реакции: СаСО3(тв)
СаО(тв) +СО2(г) константа химического равновесия
рассчитывается по формуле Кр = [СО2].
Процесс изменения равновесных концентраций, вызванный нарушением
равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Воздействием
различных внешних факторов можно добиться смещения равновесия в
нужном направлении. Равновесие смещается в соответствии с принципом ЛеШателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо
воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие
сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.
1. При увеличении концентрации какого-либо из веществ,
30
участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого
вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ
равновесие смещается в сторону образования этого вещества. Рассмотрим
реакцию 2СО + О2
2СО2. Введем в систему дополнительно некоторое
количество угарного газа СО. Согласно закону действия масс: υ1 = k1[СО]2∙[О2],
увеличение концентрации СО повлечет за собой увеличение скорости прямой
реакции, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В прямом
направлении реакция теперь будет протекать быстрее, чем в обратном. В
результате этого концентрации СО и О2 будут уменьшаться.
2. При увеличении давления путем сжатия системы, равновесие
сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону
понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в
сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения
давления. Рассмотрим влияние давления на реакцию N2O4(г)
2NO2(г).
В состоянии равновесия концентрации газов имеют равновесные
значения [NO2] и [N2O4], а скорости прямой (υ1) и обратной (υ2) реакций
определялись уравнениями: υ1 = k1·[N2O4] и υ2 = k2·[NO2]2. Не изменяя
температуры, уменьшим в 2 раза объем системы. В первый момент
парциальные давления и концентрации всех газов возрастут вдвое, но при этом
изменится соотношение между скоростями прямой и обратной реакций:
υ1' = k1·2[N2O4] = 2υ1 и υ2' = k2·(2[NO2])2 = 4υ2. Таким образом, в результате
увеличения давления скорость прямой реакции возросла только в 2 раза, а
обратной - в 4 раза. Равновесие в системе нарушается, и обратная реакция будет
преобладать над прямой – равновесие сместится влево, в сторону образования
дополнительных количеств исходных реагентов.
3. Нарушение равновесия вследствие изменения температуры
определяется знаком теплового эффекта реакции: при повышении
температуры равновесие смещается в направлении эндотермической
(ΔH>0), а при понижении – в направлении экзотермической реакции (ΔH<0).
Колебательные
реакции
–
периодические
процессы,
характеризующиеся колебаниями концентраций некоторых промежуточных
соединений и, соответственно, скоростей превращения. Наблюдаются такие
процессы в газовой и жидкой фазах и, особенно часто, на границе раздела этих
фаз с твердой фазой.
Контрольные вопросы:
1. Основные понятия: обратимые и необратимые реакции, сдвиг
равновесия, константа равновесия, факторы, влияющие на константу.
2. Смещение химического равновесия, принцип Ле-Шателье.
3. Понятие о колебательных реакциях.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 187 - 193.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 142 – 151.
31
Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
Лекция 9. Растворы. Способы выражения концентрации растворов.
Свойства растворов
Ключевые слова: растворы, растворенное вещество, растворитель, растворимость,
насыщенные и ненасыщенные растворы, массовая доля растворенного вещества,
молярность, нормальность, моляльность, мольная доля, титр, осмотическое давление,
понижение давления пара над раствором, эбулиоскопическая постоянная,
криоскопическая постоянная.
Раствор - это твердая, жидкая или газообразная гомогенная система,
состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные
количества которых могут изменяться в широких пределах. Всякий раствор
состоит из растворенных веществ и растворителя, т. е. среды, в которой эти
вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов.
Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не
растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым
веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно
растворить дополнительное количество данного вещества, ненасыщенным.
Концентрацию растворов можно выражать следующими способами:
1. Процентная концентрация по массе (ω, %) - число единиц массы
(например, число граммов) растворенного вещества (mр.в.), содержащихся в 100
единицах массы (например, в 100 граммах) раствора (mр-ра):
ω= (mр.в.·100%)/mр-ра. Например, 15% раствор хлорида натрия – это такой
раствор, в 100 г которого содержится 15 г NaCl и 85 г воды.
2. Молярность (См) - число моль (n) растворенного вещества,
содержащихся в 1 л раствора: См = n/V. Так, 2М H2SO4 обозначает раствор
серной кислоты, в каждом литре которого содержится два моля H2SO4, 196 г.
3. Молярная концентрация эквивалента (нормальность) (СН): - число
моль эквивалентов (nэкв) растворенного вещества, содержащихся в одном литре
раствора: Так, 2н. H2SO4 означает раствор серной кислоты, в каждом литре
которого содержится два эквивалента, т. е. 98 г H2SO4.
4. Моляльность (Сm) - число молей растворенного вещества,
приходящихся на 1000 г растворителя. Так, 2m H2SO4 означает раствор серной
кислоты, в котором на 1000 г воды приходится два моля H2SO4. Мольномассовая концентрация раствора – моляльность, в отличие от его молярности,
не изменяется при изменении температуры.
5. Мольная доля (Ni) - отношение числа молей данного вещества (n1) к
общему числу молей всех веществ (n1, n2), имеющихся в растворе:
N1=n1/(n1+n2).
Пользуясь растворами, концентрация которых выражена нормальностью,
легко заранее рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть
смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка:
СН1V1= СН2V2, где СН1, СН2 – молярные концентрации эквивалента (моль)
32
растворенного вещества 1 и 2 соответственно; V1, V2 – объемы растворов (л) 1 и 2
соответственно. Таким образом, объемы растворов реагирующих веществ
обратно пропорциональны их нормальностям.
Свойства растворов. Относительное понижение давления
насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле
растворённого вещества (закон Рауля, 1887 г.): N2 = [(Pо - P) / Pо], где N2 мольная доля растворённого вещества; P0 - давление насыщенного пара растворителя над
чистым растворителем (кПа), P - давление насыщенного пара растворителя над раствором
(кПа).
Односторонняя диффузия растворителя в раствор через
полупроницаемую перегородку называется осмосом. Объём раствора в
результате осмоса увеличивается, при этом возникает давление на стенки
сосуда, в котором находится раствор. Это давление называется осмотическим
(Pосм,, кПа): Pосм = i·См·R·T, где См – молярная концентрация, R – универсальная газовая
постоянная, T – температура, К
Изотонический коэффициент i (коэффициент Вант-Гоффа) поправочный коэффициент, отражающий увеличение числа частиц в растворах
электролитов по сравнению с растворами неэлектролитов той же концентрации.
Криоскопия - физико-химический метод исследования жидких
растворов нелетучих веществ, основанный на измерении понижения
температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания
чистого растворителя. Понижение температуры (Δtзам) замерзания раствора:
Δtзам = i·K·Cm, где К - криоскопическая постоянная растворителя - величина понижения
температуры замерзания раствора, в котором содержится 1 моль растворенного вещества в 1
кг растворителя, Cm - моляльная концентрация раствора.
Эбуллиоскопия - метод изучения жидких растворов нелетучих веществ,
основанный на измерении повышения температуры кипения раствора по
сравнению с температурой кипения чистого растворителя. Повышение
температуры кипения (Δtкип) раствора: Δtкип = i·E·Cm, где Е эбуллиоскопическая постоянная (константа) растворителя — величина повышения
температуры кипения раствора, в котором содержится 1 моль растворенного вещества в 1
кг растворителя. Изотонический коэффициент (i) связан со степенью диссоциации
(α) электролита соотношением α =[(i - 1) / (k - 1)], где k — число ионов, на
которые распадается при диссоциации молекула электролита (для KCl k=2,
для ВаС12 и Na2SO4 k = 3 и т. д.).
Контрольные вопросы:
1. Из каких компонентов состоит раствор?
2. Какие растворы называются насыщенными?
3. Перечислите основные способы выражения концентрации растворов.
4. Что означают записи: 2,5 М NaOH, 0,1 н H2SO4?
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 217 - 236.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 204.
33
Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
Лекция 10. Дисперсные системы. Поверхностные явления
Ключевые слова: дисперсионная среда, дисперсная фаза, адсорбция, поверхностноактивные вещества (ПАВ).
Дисперсные системы – гетерогенные системы, состоящие из сплошной
непрерывной фазы – дисперсионной среды - и находящихся в ней
раздробленных частиц того или иного размера и формы – дисперсной фазы.
Количественной характеристикой дисперсности (раздробленности)
вещества является степень дисперсности (Д): Д = 1/a, где a – размеры частиц.
По степени дисперсности все дисперсные системы можно разделить на
три группы:
1. Грубодисперсные (взвеси) – размеры частиц 10 -5-10-7 м.
2. Коллоидные растворы (золи) – размеры частиц 10 -7-10-9 м.
3. Истинные растворы – размеры частиц менее 10 -9м.
Трем возможным агрегатным состояниям дисперсной фазы и
дисперсионной среды соответствуют следующие типы гетерогенных
дисперсионных систем.
Типы гетерогенных дисперсионных систем
(классификация по агрегатным состояниям)
Агрегатное состояние
дисперсионной среды
Газообразное
Жидкое
Твердое
Агрегатное состояние дисперсной фазы
газообразное
жидкое
твердое
Ж-Г (пены)
Т-Г (твердые пены)
Г-Ж (туман)
Ж1-Ж2 (эмульсии)
Т-Ж
Г-Т (дымы, пыли)
Ж-Т (суспензии)
Т1-Т2
Таким образом, дисперсные системы – гетерогенные системы. В системах
Ж-Г, Ж-Т, Г-Т и других каждая фаза ограничена внешней поверхностью.
Состояние вещества у поверхности раздела соприкасающихся фаз отличается
от его состояния внутри этих фаз. Это различие вызывает особые
поверхностные явления на границе раздела фаз.
Чем больше поверхность раздела между фазами (или поверхность
единицы объема системы), тем больше ее избыточная свободная энергия,
сконцентрированная на поверхности раздела фаз. Следовательно, все
дисперсные и особенно коллоидные системы обладают большим запасом, или
избытком, свободной энергии, сконцентрированным на поверхности
дисперсной фазы, чем обычные массивные тела. Условием устойчивого
равновесия системы является минимум свободной энергии. Системы с большим
запасом свободной энергии неравновесны, термодинамически неустойчивы, в
них будут самопроизвольно протекать процессы, сопровождающиеся
уменьшением запаса свободной энергии, которая всегда стремится к
минимальному значению.
Одним из таких самопроизвольных процессов, протекающих на границе
раздела двух фаз и приводящих к снижению поверхностного натяжения,
является адсорбция.
34
Изменение концентрации газообразного или растворенного вещества на
границе раздела фаз – на поверхности твердого тела или жидкости – называется
адсорбцией.
Повышение концентрации на границе раздела фаз есть положительная
адсорбция. Растворенные вещества, понижающие поверхностное натяжение
растворителя, называются поверхностно-активными (ПАВ), а повышающие –
поверхностно-инактивными.
Одно и то же поверхностно-активное вещество может гидрофобную
жидкость делать гидрофильной, а гидрофильную превращает в гидрофобную
(рисунок).
.
а
б
Ориентация молекул поверхностно-активных веществ на границе:
а – вода – масло; б – масло-вода
Вещество, поглощающее своей поверхностью молекулы или ионы других
веществ, называется адсорбентом. Адсорбируемое вещество называется
адсорбтивом:
адсорбция
адсорбент + адсорбтив
адсорбат
десорбция
В некоторых случаях поглощение, начавшееся на поверхности,
распространяется вглубь поглотителя. Такой процесс называется абсорбцией.
Общий термин для всех явлений, связанных с поглощением – сорбция.
Следовательно, адсорбция и абсорбция представляют собой частные случаи
сорбции. Абсорбция – явление объемное, а адсорбция – чисто поверхностное.
Сорбция может ограничиваться либо только взаимодействием за счет
физических (ван-дер-ваальсовых) сил, либо одновременно сопровождается
образованием нового вещества за счет проявления валентных (химических) сил
(хемосорбция).
Контрольные вопросы:
1. Что такое дисперсные системы?
2. Что является дисперсионной средой и дисперсной фазой в тумане?
3. Какой процесс называют адсорбцией?
4. Что такое ПАВ?
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 314 - 351.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 243 - 250.
Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
35
Лекция 11. Растворы электролитов. Электролитическая
диссоциация
Ключевые слова: электролиты, сольватация, степень диссоциации, константа
диссоциации, ионная сила раствора, активность ионов, коэффициент активности, закон
разбавления Оствальда, факторы, влияющие на степень диссоциации.
По способности проводить электрический ток все вещества делятся на
электролиты (проводящие электрический ток) и неэлектролиты (не проводящие
электрический ток). Электролиты - вещества, обладающие ионной
проводимостью; их называют проводниками второго рода – прохождение тока
через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относится
большинство неорганических кислот, оснований и солей. В среде высокой
диэлектрической проницаемости (спирты, вода и др.) они распадаются на ионы.
Процесс распада молекул на ионы называется электролитической
диссоциацией: NaCl
Na+ + Cl. Диссоциация электролитов на ионы
сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными
молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то термин
«сольватация» заменяется термином «гидратация».
Количественной характеристикой процесса диссоциации является
степень диссоциации (), которая показывает отношение числа молекул,
распавшихся на ионы (Nион), к общему числу растворенных молекул (Nобщ):
= Nион / Nобщ.
По степени диссоциации электролиты делятся:
1) на сильные, которые в 0,1 М растворе имеют >30%; к ним относятся:
почти все соли (кроме HgCl2, СdCl2, Fe(SCN)3, Pb(CH3COO)2 и некоторые
другие); сильные минеральные кислоты (HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr, HСlO4);
основания щелочных (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH) и щелочноземельных металлов(Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2);
2) средние ( = 3 - 30 % в 0,1 М растворах); к ним относятся, например,
H3PO4, H2SO3, HF, Mg(OH)2;
3) слабые ( < 3 % в 0,1 М растворах); слабыми электролитами являются
H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HClO и др., а также большинство
оснований многовалентных металлов, NH4OH и вода.
Сильные электролиты практически нацело диссоциируют на ионы, и этот
процесс можно изобразить следующим образом:
HCl
H+ + Cl ;
Na2SO4
2Na+ + SO42
Для оценки состояния ионов в растворе пользуются активностью –
условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они
действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с его
молярной концентрацией в растворе (См) соотношением: а = f·См, где f коэффициент активности иона (безразмерная величина).
Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации
раствора, заряда и природы иона и других условий. Значения коэффициентов
активности по рассчитанной ионной силе раствора можно определить с
36
использованием соответствующих таблиц. Ионная сила раствора (Ι) равна
полусумме произведений молярных концентрации (См) каждого иона на
квадрат его заряда (Z):
Ι = 0,5 (C1Z12 + C2Z22 + … + CnZn2) = 0,5 Σ Ci Zi 2, ( i = от 1 до n)
Слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо. В их растворах
преобладают не ионы, а молекулы. К равновесию, которое устанавливается в
растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить
законы химического равновесия и записать константу равновесия, которая
называется константой диссоциации (КД) и приводится в таблицах. Константа
диссоциации характеризует силу электролита: чем больше величина КД., тем
сильнее электролит, и наоборот.
HNO2
H+ + NO2– (уравнение электролитической диссоциации)
[ H  ]  [ NO2 ]
1, где [H+], [NO2-], [HNO2] – молярные равновесные
[ HNO2 ]
концентрации соответствующих частиц в растворе, КД – константа диссоциации азотистой
кислоты HNO2
КД 
Равновесия в слабых электролитах подчиняются закону разведения
Оствальда. Если общая молярная концентрация слабого электролита,
например, слабой кислоты HNO2 равна С (моль/л), тогда концентрация ионов
H+ и NO2- будет определяться выражением [H+] = [NO2-] = С· (моль/л), а
концентрация недиссоциированного электролита [HNO2] = (С-С·). Тогда
 H     NO2 -  C  C C   2
К


KД 

. При  << 1 получим КД = С.2 и   Д .
C 1-   1- 
С
 HNO2 
Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации,
природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов,
температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре
степень диссоциации () увеличивается с разбавлением раствора; при больших
разбавлениях электролит полностью диссоциирует (1). С увеличением
температуры  также увеличивается.
Контрольные вопросы:
1. Какие вещества называются электролитами и неэлектролитами?
2. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения
теории электролитической диссоциации.
3. Что такое степень и константа диссоциации?
4. В каких случаях термин «концентрация» заменяется термином
«активность»?
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 237 - 252.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 210 - 243.
37
С.Б. Денисова, О.Б.Чалова
Лекция 12. Диссоциация воды. Диссоциация кислот и оснований.
Водородный показатель
Ключевые слова: ионное произведение воды, водородный показатель (рН),
гидроксильный показатель (рОН), кислота, основание, расчеты рН в растворах кислот
и оснований.
Вода в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии
(очень слабый электролит):
H2O
H+ + OH –
К её диссоциации можно применить закон действующих масс:
КД 
[ H  ]  [OH  ]
 1.8  10 16
[ H 2 O]
При столь малой константе диссоциации (КД) концентрация воды
остается практически неизменной и равной [H2O]=1000/18=55.6 моль/л.
К В  [ H  ]  [OH  ]  K D  [ H 2 O] 
1000  1.8  10 16
 1  10 14
18
Произведение постоянных величин - также постоянная величина: Kд∙[H2O] =
[H+]∙[OH–]. Таким образом, произведение молярных концентраций ионов
водорода [H+] и гидроксильных групп [OH–] в любом водном растворе есть
величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным
произведением воды (КВ). Диссоциация воды – процесс эндотермический,
поэтому ионное произведение воды (КВ) зависит от температуры. С
повышением температуры увеличиваются концентрации [H+] и [OH–] ионов и
величина ионного произведения: так, при 100оС: КВ = [H+][OH–] = 59∙10-14 , при
0оС: КВ = [H+][OH–] = 0,139∙10-14.
В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы H+
являются носителями кислотных свойств, а ионы OH– - носителями основных
свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, при условии: [H+] = [OH–] =
10–7 моль/л; при [H+] > [OH–] – кислым; при [H+] < [OH–] – щелочным.
Концентрация катионов водорода [H+] обычно выражается очень малыми
величинами. Для большего удобства принято пользоваться отрицательным
значением десятичного логарифма молярной концентрации ионов [H+],
который назван водородным показателем, и обозначается рН:
рН = –lg [H+], где [H+] - молярная концентрация ионов H+. Следовательно: [H+]= 10–pH
Если реакция среды нейтральная, то [H+] = 10–7 [моль/л], и рН=7. Если реакция
среды кислая, то [H+]>10–7 [моль/л], и рН<7. Если среда щелочная, то [H+]<10–7
[моль/л], и рН>7. По аналогии рН введен гидроксильный показатель (рОН):
рОН = –lg [ОH-], где [ОH-] - молярная концентрация ионов ОH-. А также показатель
константы воды: рКВ = –lg КВ . Логарифмируя ионное произведение воды,
получаем выражение: –lg [H+][OH–] = –lg 10–14 и далее: pH + pOH = 14.
Кислота (определение по Аррениусу) – это химическое соединение,
которое в водном растворе полностью или частично диссоциирует на
положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка.
38
Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот
1. Поскольку диссоциация сильной кислоты (HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr,
HСlO4) протекает практически полностью, можно считать: [H+] = Скисл., где Скисл
- молярная концентрация кислоты.
HNO3
H+ + NO3–
(сильная кислота - сильный электролит)
Расчет рН сильной кислоты проводят по уравнению
рН = - lgаН+ = - lgfН+[H+], где аН+ - активная концентрация, моль/л.
2. При расчете рН слабых электролитов обычно принимают ионную силу
раствора (I) равной нулю, коэффициент активности (f) равным 1 и рН = - lg[H+].
HNO2
H+ + NO2–
(слабая кислота - слабый электролит)
Концентрация ионов водорода в растворе слабых кислот определяют по
закону разведения Оствальда:
 H      Cкисл  К кисл  Скисл ,где α – степень диссоциации кислоты, Скисл –
молярная концентрация кислоты, Ккисл – константа диссоциации кислоты, характеризует
силу кислоты: чем меньше константа диссоциации, тем слабее кислота.
Основание (определение по Аррениусу) - это химическое соединение,
которое в водном растворе частично или полностью диссоциирует на
положительно заряженные ионы (простые или сложные) и отрицательно
заряженные гидроксид-ионы.
Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований
1. Диссоциация сильного основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,
FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) протекает практически полностью:
NaOH
Na+ + OH–
(сильное основание - сильный электролит)
Можно считать, что [ОH ] = Сщел, где Сщел - молярная концентрация сильного
основания (щелочи). Расчет рН раствора сильного основания проводят по схеме:
рОН = - lgаОН- = - lgfОН-[ОH-];
рН = 14 – рОН.
2. Диссоциация слабого основания протекает незначительно, частично:
NH3∙H2O
NH4+ + OH–
(слабое основание - слабый электролит)
Молярную концентрацию гидроксид – ионов [ОH-] в растворе слабого
основания рассчитывают по закону разведения Оствальда:
ОH      Cосн  К осн  Сосн , где α – степень диссоциации основания, Сосн –
молярная концентрация основания, Косн – константа диссоциации основания, характеризует
силу основания: чем меньше константа диссоциации, тем слабее основание.
Контрольные вопросы:
1. Диссоциация воды, ионное произведение воды.
2. Водородный показатель (рН), гидроксильный показатель (рОН).
3. Расчет рН растворов сильных кислот и оснований.
4. Расчет рН растворов слабых кислот и оснований.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 258.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 215-218, 224 – 231.
39
С.Б. Денисова, Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
Лекция 13. Произведение растворимости. Ионно-обменные реакции
Ключевые слова: малорастворимые сильные электролиты, произведение
растворимости, растворимость, ионно-обменные реакции, реакция нейтрализации.
Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой
растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадок
насыщенный
раствор» характеризует константа равновесия. Если малорастворимый
электролит диссоциирует по уравнению
AmBn
mAn+ + nBm-,
то выражение для константы равновесия – произведения растворимости (
ПРAm Bn ) – будет иметь вид: Кр = ПРAm Bn = [An+]m·[Bm-]n, где [An+], [Bm-] –
молярные концентрации ионов An+ и Bm- соответственно, в насыщенном
растворе. Например, для равновесия: СaSO4
Ca2+ + SO42–
2
ПР CaSO  [Ca 2 ][SO4 ] = 3,72∙10-5 [моль2/л2] (при 25оС)
Следовательно, для насыщенного водного раствора малорастворимого
электролита произведение равновесных молярных концентраций его ионов в
степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина
постоянная при данной температуре, и называемая произведением
растворимости. Зная произведение растворимости (ПР), можно вычислить
растворимость вещества (S) при данных условиях, т.е. концентрацию
насыщенного раствора в [моль/л] и в [г/л]. Например, для бинарных
электролитов (ВaSO4, СaСO3, AgI и др.) растворимость [моль/л] численно
равна: S  ПР .
В ненасыщенном растворе возможно растворение дополнительного
количества вещества, так как концентрация меньше, чем в насыщенном. Из
перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация
больше, чем в насыщенном.
Отсюда вытекают условия образования и растворения осадка:
1) если [An+]m·[Bm-]n = ПРAmBn, то осадок находится в равновесии с
раствором (насыщенный раствор);
2) если [An+]m·[Bm-]n > ПРAmBn, то осадок выпадает (перенасыщенный
раствор);
3) если [An+]m·[Bm-]n < ПРAmBn, то осадок растворяется (ненасыщенный
раствор).
Важным следствием является правило, используемое для более полного
удаления из раствора какого-либо иона: растворимость малорастворимого
электролита уменьшается при введении хорошо растворимого электролита,
имеющего одноименный (общий) ион с малорастворимым электролитом.
В водных растворах электролитов химические реакции протекают с
участием ионов, такие реакции называются ионно-обменными, а уравнения
этих реакций – ионными уравнениями.
В ионных уравнениях реакций формулы сильных электролитов
4
40
записываются в виде ионов, формулы слабых электролитов, осадков и газов – в
виде молекул.
Направление ионно-обменной реакции между двумя электролитами в
растворе определяется возможностью образования их ионами осадка, газа
или слабого электролита.
1. Образование малорастворимого соединения, выпадающего в виде
осадка: AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
(молекулярное уравнение)
+
–
+
–
+
–
Ag + NO3 + Na + Cl = AgCl↓ + Na + NO3
(полное ионное уравнение)
+
–
Ag + Cl = AgCl↓
(сокращенное ионное уравнение ).
2. Образование газообразного вещества, удаляемого из раствора:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑
2Na+ + CO32 – + 2H+ + SO42 – = 2Na+ + SO42 – + H2O + CO2↑
CO32 – + 2H+ = H2O + CO2↑
3. Образование растворимого, но мало диссоциированного вещества,
например, воды, слабой кислоты или слабого основания:
CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + CH3COOH
CH3COO –+ Na+ = 2Na+ +SO42 –+ CH3COOH
CH3COO – + H+ = CH3COOH;
4. Образование устойчивой комплексной частицы – молекулы или иона:
HgI2 + 2KI = K2[HgI4]
Hg2+ + 2I – + 2K+ + 2I – = 2K+ + [HgI4]2 –
Hg2+ + 4I – = [HgI4]2 –
Реакциями
нейтрализации
называются
обменные
реакции
взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются соль и
вода, например: NaOH + HCl = NaCl + H2O или OH – + H+ = H2O.
При нейтрализации сильного основания сильной кислотой равновесие
практически полностью смещено в сторону образования воды. Реакции
нейтрализации при взаимодействии кислот и оснований, различающихся по
силе, не доходят до конца вследствие протекания обратной реакции гидролиза
соли, например: СН3СООН + NaOH
CH3COONa + Н2О
СН3СООН + ОН
СН3СОО- + Н2О.
Реакции нейтрализации экзотермические и протекают с выделением тепла.
Контрольные вопросы:
1. Произведение растворимости.
2. Растворимость и ее связь с произведением растворимости.
3. Условия образования и растворения осадков.
4. Ионно-обменные реакции.
5. Направление протекания ионно-обменных реакций.
6. Реакции нейтрализации.
Список рекомендуемой литературы:
1.
Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 252 - 258.
2.
Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец.
вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 232 - 234.
41
А.Т. Чанышева
Лекция 14. Гидролиз солей. Буферные растворы
Ключевые слова: гидролиз, гидролиз по катиону, гидролиз по аниону, гидролиз по
катиону и аниону, константа гидролиза(Кг),степень гидролиза(h),рH растворов солей,
буферные растворы, буферная емкость, расчет рH буферных смесей.
Гидролиз солей - это ионно-обменное взаимодействие соли с водой.
Реакция протекает, если в продуктах образуется слабая кислота и/или слабое
основание. Она основана на поляризующем действии ионов соли на молекулы
воды, в результате которого нарушается равновесие диссоциации воды: Н2О
Н+ + ОН-. Гидролиз - это реакция обратная нейтрализации, и идёт,
следовательно, с поглощением тепла, то есть гидролиз эндотермический
процесс.
Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами
(NаСl, КNO3, Rb2SO4), не содержат ионов, способных к взаимодействию с
водой, поэтому гидролизу не подвергаются. Реакция среды в растворе таких
солей нейтральная (рH=7).
Гидролиз по катиону характеризует соли, образованные сильной
кислотой и слабым основанием (NH4Cl, ZnSO4, Al(NO3)3). В результате катион
соли связывает ионы ОН- из воды. В растворе увеличивается концентрация
ионов Н+ и реакция среды становится кислой (рH<7).Например:
NH4+ + HOH
NH4OH + H+
(уравнение в краткой ионной форме)
NH4Cl + HOH
NH4OH + HCl
(полное молекулярное уравнение)
Количественно гидролиз характеризуется константой гидролиза (Кг) и
степенью гидролиза (h). Константа гидролиза соли сильной кислоты и слабого
основания рассчитывается по формуле
Кг = [Кв ∕ Косн], где Кв – ионное произведение воды, Косн – константа диссоциации
слабого основания.
Расчет рН в растворе соли слабого основания и сильной кислоты
осуществляют по формуле
рН = 7 + ½ lgKосн - ½ lgСсоли, где Ссоли – молярная концентрация соли.
Гидролиз по аниону характеризует соли, образованные слабой кислотой
и сильным основанием (NаF, Na2CO3, Rb3PO4). Анион соли связывает катион Н+
воды и в растворе накапливаются ионы ОН-, среда щелочная (рH > 7).
F- + H2O
H+ + OH(уравнение в краткой ионной форме)
NaF + HOH
HF + NaOH
(полное молекулярное уравнение)
Константа гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты
рассчитывается по формуле
Кг=[Кв ∕ Ккисл], где Ккисл – константа диссоциации
слабой кислоты.
Расчет рН в растворе соли сильного основания и слабой кислоты
осуществляют по формуле
рН = 7 - ½ lgKкисл + ½ lgСсоли.
Гидролиз по катиону и аниону протекает в растворах солей,
образованных слабой кислотой и слабым основанием (NH4CN, NH4СH3COO).
Реакция среды в растворах таких солей близка к нейтральной. Может быть
42
слабокислой или слабощелочной и определяется способностью к диссоциации
продуктов гидролиза: слабой кислоты и слабого основания.
NH4F + HOH
NH4OH + HF
(полное молекулярное уравнение)
Константа гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой
одноосновной кислоты: Кг = [Кв /(Ккисл∙Косн)].
Расчет рН в растворе соли слабого основания и слабой кислоты:
рН=7 - ½ lgKкисл + ½ lgКосн.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (Al2S3, Cr2S3,
Al2(СО3)3), могут подвергаться необратимому разложению водой, если в
продуктах образуются осадки или выделяется газ. Водные растворы таких
солей не существуют. Например: Al2S3 + 6 HOH
2 Al(ОН)3 + 3H2S↑
Степень гидролиза соли (h) - это отношение количества вещества соли,
подвергшегося гидролизу, к общему количеству вещества соли. Константа
гидролиза (Кг) и степень гидролиза (h) связаны соотношением
Кг=Ссоли.h2/(1-h), где Ссоли - молярная концентрация соли в растворе.
h  K r / Cсоли .
Если h<<1, то
Кг = Ссоли.h2;
Степень гидролиза соли определяется следующими факторами:
1.Так как гидролиз - процесс эндотермический, то повышение температуры
усиливает гидролиз.
2. Чем слабее кислота и/или основание, образующиеся при гидролизе, тем выше
степень гидролиза их солей.
3. Чем меньше молярная концентрация соли, тем степень гидролиза выше, т.е. с
разбавлением гидролиз усиливается.
4. По принципу Ле-Шателье, добавление продуктов гидролиза его подавляет.
Буферный раствор - это раствор, содержащий равновесную систему,
способную поддерживать практически постоянное значение рН при
разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи.
Буферные растворы обладают амфотерными свойствами, взаимодействуют с
сильными кислотами и основаниями. Их характеризуют рабочей областью рH и
буферной емкостью.
Контрольные вопросы:
1. Гидролиз: определения, основные понятия.
2. Типы гидролиза солей, примеры, реакции.
3. Константа гидролиза. Степень гидролиза.
4. Факторы, влияющие на степень гидролиза.
5. Расчет рН растворов солей.
6. Буферные растворы.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 264 - 270.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 234 – 238.
43
О.Б. Чалова
Лекция 15. Окислительно-восстановительные реакции
Ключевые слова: окислительно-восстановительные реакции (ОВР), степень
окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, метод
электронного баланса, метод ионно-электронного баланса, направление протекания
ОВР, электродвижущая сила (ЭДС).
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют
реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них
элементов. Степень окисления элемента – формальный заряд, который был
бы на атоме, если бы все связи в соединении были ионными. Характерные
степени окисления элемента определяются конфигурацией валентного
электронного слоя.
Окислитель – акцептор электронов, то есть «принимает электроны» и
восстанавливается. Восстановитель является донором электронов, то есть
«отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях
восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот,
окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из
реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительновосстановительную пару.
Окисление – процесс, в котором степень окисления элемента
повышается вследствие отдачи электронов. Восстановление – процесс, в
котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения
электронов. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.
Окислительно-восстановительные
реакции
подразделяют
на
межмолекулярные,
внутримолекулярные,
диспропорционирования
(или
самоокисления-самовосстановления), конпропорционирования.
В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть
отражен «электронный» и «материальный» баланс. Электронный баланс:
число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу
электронов, «принятых» окислителем. Материальный баланс: число атомов
одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.
Метод электронного баланса применяют для составления уравнений
реакций ОВР любого типа. Он включает определение степеней окисления
элементов, наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и
«принятых»
окислителем
электронов,
определение
коэффициентов
электронного баланса:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O
Сr+6 + 3e → Cr+3
1
–
o
I
– 1e → I
3
Метод ионно-электронного баланса применяют для составления
уравнений ОВР, протекающих в водных растворах с учетом диссоциации
сильных хорошо растворимых электролитов на ионы. Он включает составление
44
полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс
подбирается с использованием частиц H2O и H+ - для реакций в кислой среде и
частиц H2O и OH– - для реакций в щелочной среде.
MnO4– + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 2
(процесс восстановления)
2–
2–
+
SO3 + H2O – 2e → SO4 + 2H 5
(процесс окисления)
Далее определяют заряд каждой из систем до и после превращения;
рассчитывают число «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем
электронов и определяют коэффициенты электронного баланса; проводят
сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на
соответствующие коэффициенты электронного баланса и «приведение
подобных членов». В итоге получают краткое ионное уравнение:
2MnO4– + 6H+ + 5SO32– →2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O (краткое ионное уравнение)
Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в
молекулярное уравнение (с учетом состава соединений):
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O + K2SO4
Определяют коэффициенты перед элементами, не участвовавшими в ОВР
(например, К).
Свойства
сопряженной
окислительно-восстановительной
пары
характеризует окислительно-восстановительный потенциал (φок./вос., В).
Окислительно-восстановительная
реакция
протекает
самопроизвольно, если изменение свободной энергии Гиббса (∆G)
отрицательно: ∆G < 0. Для окислительно-восстановительных реакций,
протекающих в водной среде, изменение свободной энергии Гиббса связано со
значениями окислительно-восстановительных потенциалов соотношением
∆G = -nF (φок - φвос) < 0, где n - число электронов, F - постоянная Фарадея [Кул/моль],
φок и φвос – окислительно-восстановительные потенциалы (В) системы окислителя и
восстановителя
соответственно.
Разность
окислительно-восстановительных
потенциалов окислителя и восстановителя называют электродвижущей силой
реакции (ЭДС) и измеряют в вольтах (В). Таким образом, ОВР между данным
окислителем и данным восстановителем протекает самопроизвольно в прямом
направлении, если ЭДС положительна: ЭДС = [φок – φвос ] > 0 или φок > φвос.
Контрольные вопросы:
1.
Основные понятия: ОВР, степень окисления, окислитель,
восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.
2.
Типы окислительно-восстановительных реакций.
3.
Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.
4.
Составление уравнений ОВР методом ионно-электронного баланса.
5.
Направление протекания ОВР.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 271 - 280.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 251 – 259.
45
Ю.Н. Биглова, Л.З. Рольник, О.И. Михайленко
Лекция 16. Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические
процессы
Ключевые
слова:
электродный
потенциал,
гальванический
элемент,
электрохимические цепи, стандартный водородный электрод, стандартный
электродный потенциал металла, ряд стандартных электродных потенциалов.
Если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду, то катионы
металла на ее поверхности гидратируются молекулами воды и переходят в
жидкость. При этом электроны, остающиеся в металле, заряжают его
поверхность отрицательно. В итоге установится равновесие между катионами и
поверхностью металла:
Ме0 – n ē + m H2O
Меn+ m H2O,
(1)
где n — число отдаваемых электронов. На границе «металл – жидкость»
возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным
скачком потенциала – электродным потенциалом. Каждый металл обладает
при равновесии определенным электродным потенциалом.
При погружении металлов в раствор их солей знак заряда металлической
пластинки зависит от природы металла. Если металл является активным
(например, Zn в растворе ZnSO4), то равновесие обратимой реакции смещено в
прямом направлении, т.е. в сторону окисления. Возникающий электродный
потенциал имеет знак «минус». Для малоактивного металла (например, Cu в
растворе CuSO4) равновесие реакции смещено в обратном направлении, т.е. в
сторону восстановления. Возникающий потенциал имеет знак «плюс». Если
удалять из металла избыточные электроны, то равновесие (1) будет смещено
вправо.
Такие
условия
создаются
в
гальванических
элементах.
Гальванический элемент (ГЭ) - это прибор, в котором химическая энергия
окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую.
Возьмем два сосуда. В один из них, содержащий раствор ZnSO4, опустим
цинковый электрод, в другой, содержащий раствор CuSO4, - медный электрод.
Состояние равновесия для обоих электродов выражается уравнениями:
Zn
Zn2+ + 2 ē;
(2)
2+
Cu
Cu + 2 ē.
(3)
Способность отдавать ионы в раствор у Zn больше, чем у Cu, поэтому
концентрация электронов на цинковом электроде больше. Если соединить
электроды внешним проводником, а растворы солей электролитическим
мостиком, то электроны с цинка будут переходить на медь. Этот переход
нарушит равновесие (2) и (3). Происходящие процессы выражаются
уравнениями:
Zn0 – 2 ē → Zn2+
- процесс окисления (протекает на аноде);
2+
0
Cu + 2 ē → Cu
- процесс восстановления (протекает на катоде).
Анодом является металл с более низким значением электродного
потенциала. Суммарно: Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0.
46
Электродвижущая сила (ЭДС) ГЭ равна разности электродных
потенциалов между катодом и анодом.
Электрохимическая цепь для медно-цинкового элемента имеет вид:
(–) Zn│Zn2+║Cu2+│Cu (+)
анод
катод
Так как методов прямого измерения электродных потенциалов не
существует, то возможно только измерение ЭДС ГЭ и вычисление неизвестного
потенциала по известному. Поэтому определяют относительные электродные
потенциалы в определенных условиях – стандартные электродные потенциалы
(φ0). За нулевой потенциал принят потенциал стандартного водородного
электрода, представляющего собой платиновую пластину, опущенную в
раствор с [H+] = 1 моль/л при T = 298 K (25 oC) и стандартном давлении H2 (P =
1,01·105 Па (1атм)). Процессы, происходящие на водородном и металлическом
электродах описываются уравнениями:
H+aq + ē
½(H2) (φoH+/H2 = 0 В); Меn+aq + n ē
Ме0 (φoМеn+/Me, В).
Определяемая в вольтах разность потенциалов и есть относительный
электродный потенциал металла.
Стандартным электродным потенциалом металла называют его
электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор
собственного иона с концентрацией 1 [моль/л] и при T = 298 K (t = 25 oC),
измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
электродных потенциалов (φoМеn+/Me), получаем так называемый ряд
стандартных электродных потенциалов. Положение металла в ряду
стандартных электродных потенциалов характеризует его восстановительную
способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах.
Чем меньше значение φoМеn+/Me, тем больше восстановительная способность
металла и тем меньше окислительная способность его ионов.
Выводы по ряду стандартных электродных потенциалов:
1. Каждый металл способен вытеснить из растворов солей те металлы,
которые стоят после него в ряду стандартных электродных потенциалов, т.е.
имеют большую алгебраическую величину стандартного потенциала.
2. Водород может быть вытеснен из разбавленного раствора H2SO4 и HCl
теми металлами, которые имеют стандартные потенциалы со знаком «минус».
Контрольные вопросы:
1. Основные понятия: электродный потенциал, стандартный водородный
электрод, стандартный электродный потенциал металла.
2. Гальванический элемент, анод и катод, процессы на электродах.
3. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов, выводы из него.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 280 - 302.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 260 - 274.
47
Ю.Н. Биглова
Лекция 17. Электролиз расплавов и растворов солей
Ключевые слова: электролиз расплавов и растворов солей, катод, инертный и
активный анод, потенциал разложения.
Электролиз - окислительно-восстановительный процесс, протекающий
на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую
электролит.
Химические реакции, протекающие при электролизе, осуществляются
при помощи энергии электрического тока, подведённого извне. Следовательно,
при электролизе происходит преобразование электрической энергии в
химическую. Процессы окисления и восстановления в этом случае протекают
раздельно, т.е. на различных электродах. Электрод, на котором происходит
восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит
окисление, - анодом. Катод подключён к отрицательному полюсу, и поэтому к
нему движутся катионы, анод – к положительному полюсу, к нему движутся
анионы. Минимальный потенциал (В), при котором процесс электролиза
становится
возможным,
называется
потенциалом
(напряжением)
разложения. Его находят вычитанием электродного потенциала катиона из
соответствующего значения электродного потенциала аниона, единица
измерения вольт (В).
Электролиз расплава. Рассмотрим электролиз расплава СuCl2, который
диссоциирует на ионы Сu2+ и Cl⁻. При подключении напряжения к электродам
через расплав начинает протекать электрический ток. Так, при электролизе
расплава хлорида меди (II) электродные процессы могут быть выражены
полуреакциями:
на катоде (–):
Сu2+ + 2e → Cu0
– катодное восстановление
–
на аноде (+):
2 Cl – 2e → Cl2
– анодное окисление
Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет
собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится
уравнением
Cu2+ + 2 Cl– → Cu + Cl2
Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах
ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться
электродному окислению или восстановлению.
Катодные процессы в водных растворах при электролизе не зависят от
материала катода, а только от природы катиона (табл. 1).
Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и
природы аниона. При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду,
что материал анода в ходе электролиза может окисляться.
В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз
с активным анодом (растворимым). Инертным называется анод, материал
которого не претерпевает окисления в ходе электролиза.
48
Таблица 1
Процессы, происходящие на катоде
Электрохимический ряд напряжений металлов
Li, K, Ca, Na, Mg, Al
Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb
Меn⁺не восстанавливается Меn⁺ + nē = Me°
(остаётся в растворе)
2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻
2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻
H
Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Men⁺ + nē = Me°
Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе
электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще применяют
графит, уголь, платину; для активных – медь, цинк, алюминий и т.д. (табл. 2).
Таблица 2
Процессы, происходящие на аноде
Анод
Кислотный остаток Аm⁻
бескислородный
кислородсодержащий
Нерастворимый
J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻
OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻
m
(инертный) уголь, Окисление А ⁻
В щелочной среде:
графит,
платина,
4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О
(кроме F⁻)
золото
в кислой и нейтральной среде:
Аm⁻ – m ē = A°
2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺
Окисление металла - анода
Растворимый
(металлы средней
(анод): Ме° – nē = Men⁺ (раствор)
активности)
В случае электролиза растворов возможны конкурирующие реакции.
Критерием, определяющим преимущество того или иного электродного
процесса, служит величина его электродного потенциала. Чем выше потенциал,
тем легче происходит восстановление на катоде и труднее осуществляется
окисление на аноде.
Контрольные вопросы:
1. Основные понятия: электролиз, катод, инертный и активный анод,
потенциал разложения.
2. Написать электролизы расплавов солей: K2S, LiBr, AlCl3, CaF2.
3. Написать электролизы растворов солей с активным и инертным
анодом: ZnF2, AgNO3, H3PO4, NaOH, BaS.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 302 - 313.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 284 - 300.
49
Ф.Б. Шевляков
Лекция 18. Общие свойства металлов
Ключевые слова: Металлическая связь, электронный газ, ряд активности металлов,
активные металлы, металлы средней активности, благородные металлы, тугоплавкие
металлы, «амфотерные» металлы.
Из 110 известных к настоящему времени элементов только 22 относятся к
неметаллам, большинство же элементов – металлы. К металлам относят все s-,
d-, f-элементы, а также p-элементы, условно располагающиеся в нижней части
периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату.
Металлы – это элементы, между атомами которых осуществляется
металлическая связь. Это сильно нелокализованная связь, когда свободные
электроны (электронный газ) связывают положительные ионы металла,
находящиеся в узлах кристаллической решетки. Для осуществления
металлической связи необходимо, чтобы атомы имели свободные орбитали на
валентном уровне. Металлическая связь не насыщена и не направлена: она
объединяет очень большое число атомов, и при дальнейшем их увеличении
делокализация электронов усиливается. Перекрывание s-орбиталей зависит
только от расстояния между ними и не зависит от направлений, по которым они
сближаются.
Металлам присущи характерные признаки, проявляющиеся, как правило,
одновременно:
1.
Твердость – сопротивление к царапанью, вдавливанию.
2.
Пластичность – способность необратимо деформироваться под
действием механических нагрузок.
3.
Блеск – способность компактного куска металла отражать свет.
4.
Большая электро- и теплопроводность. Все эти физические свойства
можно объяснить наличием электронного газа в компактном куске металла.
5.
Тугоплавкость – если Тпл>1359 0C – тугоплавкие (Ti, Zr, V, Cr, Mo,
W) – это связано с прочностью кристаллических решеток этих металлов.
Химические свойства металлов
Главным признаком металлов как химических веществ является их
способность терять электроны при взаимодействии с другими атомами,
проявляя восстановительные свойства. В соответствии с восстановительной
способностью получен ряд химической активности металлов: от Li до Al –
активные, от Al до H+ – средней активности. Металлы, расположенные в ряду
активности справа от водорода, называют малоактивными, или благородными.
1.
Металлы реагируют с простыми веществами - неметаллами: со
фтором – почти все металлы, продукты реакции называют фториды; хлором –
почти все, продукты реакции называют хлориды; кислородом – многие
металлы, продукты реакции называют оксиды; серой – многие при нагревании,
продукты называют сульфидами; водородом, азотом – щелочные и щелочно земельные металлы, продукты реакции гидриды и нитриды соответственно.
50
2.
С водой взаимодействуют, вытесняя водород из воды, только те
металлы, значение электродных потенциалов которых значительно меньше, чем
у воды (–0,41 В).
2Li + 2H2O  2LiOH + H2
Металлы, расположенные между магнием и свинцом, пассивируют
протекание реакции с образованием защитной оксидной пленки.
3.
Металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов левее
водорода, взаимодействуют с хлороводородной кислотой. Окислителем в
хлороводородной кислоте является ион водорода H+:
Fe + 2HCl  FeCl2 + H2
4. Металлы взаимодействуют с серной кислотой. В разбавленной, так же
как в хлороводородной кислоте, окислителем является ион водорода:
Ме + Н2SO4 (разб.)  MeSO4 + H2
В концентрированной серной кислоте в роли окислителя выступает атом
серы H 2 S 6 O 4 . В этом случае становится возможным окисление некоторых
благородных металлов.
3Cu + 4H2SO4  3CuSO4 + S + 4H2O
4.
Более сильным окислителем, чем серная кислота, является азотная.
В разбавленной азотной кислоте окислителем выступает атом азота HN 5 O 3 .
Продуктами восстановления азота могут являться NH4NO3, N2, N2O, NO.
Концентрированная азотная кислота обычно восстанавливается до NO2.
5.
Действие растворов щелочей возможно только на «амфотерные»
металлы Be, Al, Zn, Sn, Pb. Причем реакция протекает в две стадии: реакция
металла с водой с образованием гидроксида и водорода, реакция гидроксида
металла со щелочью.
Контрольные вопросы:
1.
Дайте определение металлической связи.
2.
Перечислите общие свойства металлов, которые могут проявляться
одновременно.
3.
Какие группы выделяют в ряду активности металлов?
4.
Какие металлы проявляют «амфотерные» свойства?
5.
В чем отличие действия концентрированной и разбавленной серной
кислоты на металлы?
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 545 - 568.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 341 - 348.
51
Ю.Н. Биглова, М.А.Молявко
Лекция 19. Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии
Ключевые слова: электрохимическая и химическая коррозия металлов, способы
защиты от коррозии.
Коррозия – самопроизвольный окислительно-восстановительный
процесс разрушения металла при взаимодействии с окружающей средой. Среда,
в которой происходит разрушение металла, называется коррозионной, а
образующиеся в результате коррозии химические соединения – продуктами
коррозии. Продукты – оксиды, сульфиды, карбонаты, сульфаты и т.д. –
представляют собой прочные соединения, содержащие металлы в ионном виде,
которые обладают существенно иными физическими свойствами. По
механизму протекания различают два основных вида коррозии: химическая и
электрохимическая.
Химическая коррозия подчиняется основным законам химической
кинетики гетерогенных реакций. Химическая коррозия подразделяется на
газовую – окисление металла кислородом или другими газами (SO2, CO2, H2 и
пр.) при высокой температуре и полном отсутствии влаги на поверхности
металлического изделия и коррозию в неэлектролитах – разрушение металла в
жидких или газообразных агрессивных средах, обладающих малой
электропроводностью.
Электрохимическая коррозия - это окисление металлов в
электропроводных средах, сопровождающееся образованием и протеканием
электрического тока. С электрохимическим механизмом протекают следующие
виды процесса коррозии: 1) коррозия в электролитах; 2) почвенная коррозия; 3)
электрокоррозия – разрушение подземного металлического сооружения,
вызванное блуждающими токами; 4) атмосферная коррозия – разрушение
металлов в атмосфере воздуха или среде любого влажного газа; 5) контактная
коррозия – коррозия, вызванная электрическими контактами двух металлов,
имеющих различный электрохимический потенциал.
При электрохимической коррозии на металле протекают две реакции:
анодная - ионизация атомов металла с переходом ионов металла в раствор
электролита:
Me → Men+ + nē
(окисление 1);
катодная:
Ох + nē → Red
(восстановление 2).
Механизм электрохимической коррозии связан с возникновением и
работой на поверхности металла во влажной среде микрогальваноэлементов.
По характеру катодного процесса различают коррозию с водородной и
кислородной деполяризацией. В водной среде окислителем являются катионы
водорода (Н+) и растворённый в электролите кислород. Катодный процесс с
водородной деполяризацией осуществляется в соответствии с уравнениями:
а) 2H+ + 2ē
H2
(pH < 7);
б) 2H2O + 2ē
H2 + 2OH(pH ≥ 7);
катодный процесс с кислородной деполяризацией протекает в соответствии:
в)O2+4H++4ē
2H2O (pH < 7);
г) O2 + 2H2O + 4ē
4OH- (pH ≥ 7).
52
Суммарные уравнения: 1. 2Me + 2nH2O → 2Men+ + nH2 + 2nOH- (pH ≥ 7)
2. 4Me + nO2 + 2nH2O → 4Men+ + 4nOH- (pH ≥ 7)
К основным методам защиты от коррозии относятся:
1. Защитные покрытия металлов. Покрытия подразделяются на
металлические, неметаллические и образованные в результате химической или
электрохимической обработки поверхности металла. Основная цель защитных
покрытий – изолировать металл от воздействия агрессивной среды. Для
металлических покрытий обычно применяют металлы, которые образуют на
своей поверхности защитные пленки (Al, Cr, Zn, Cd, Ni и др.). Металлические
покрытия подразделяют на катодные (металл покрытия менее активный) и
анодные (металл покрытия более активный). К неметаллическим покрытиям
относятся покрытия красками, лаками, эмалями, минеральными маслами,
битумом; металлокерамические и резиновые покрытия. К химическим
покрытиям относятся искусственно создаваемые защитные пленки различного
состава (оксидные, фосфатные, хроматные, сульфидные и пр.), вызывающие
пассивирование поверхности металлов.
2. Применение коррозионно-стойких материалов.
3. Обработка коррозионной среды реагентами. В роли реагентов,
замедляющих коррозию, выступают ингибиторы. В зависимости от природы
металла и окружающей среды применяются различные ингибиторы.
4. Электрохимические методы защиты металлических изделий
подразделяются на протекторную, катодную, электродренажную и анодную
защиты. Протекторная защита заключается в присоединении к защищаемому
сооружению более активного металла,который выполняет роль протектора и
разрушается, а металлическая конструкция (катод) сохраняется. Протектор
периодически возобновляется в связи с его растворением. При катодной
защите защищаемая конструкция присоединяется к отрицательному полюсу
источника электрического тока. При электродренажной защите блуждающие
токи с защищаемого трубопровода отводятся с помощью электродренажной
установки к рельсовой сети (источнику блуждающих токов). Смысл анодной
защиты заключается в создании на поверхности защищаемой конструкции
пассивирующей пленки с помощью анодной поляризации от внешнего
источника постоянного тока, то есть переводом металла в устойчивое
пассивное состояние.
Контрольные вопросы:
1. Понятия химической и электрохимической коррозии. Их подвиды.
2. Методы защиты металлов от коррозии.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 568 - 575.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 310 - 337.
53
Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
Лекция 20. Металлы главной подгруппы II группы. Жесткость воды
Ключевые слова: физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли металлов
IIА группы. Жесткость воды, устранение жесткости.
В главную подгруппу II группы входят металлы бериллий Ве, магний Mg и
щелочноземельные металлы кальций Са, стронций Sr, барий Ва. Электронное строение
этих металлов:
2s22p63s2
- радиус атомов увеличивается
12Mg
2
6 2
…3s 3p 4s
- прочность связи электрона внешнего
20Ca
2
6 2
…4s 4p 5s
слоя с ядром уменьшается
38Sr
2
6 2
…5s 5p 6s
- способность атомов к отдаче электрона
56Ba
(т.е. восстановительные св-ва) усиливаются
Физические свойства. В свободном состоянии магний и
щелочноземельные металлы представляют собой серебристо-белые вещества,
более твердые, чем щелочные металлы.
Нахождение в природе. Как и щелочные металлы, магний и
щелочноземельные металлы в природе встречаются только в виде соединений.
Их природные соединения: CaCO3∙MgCO3 –доломит; MgCO3 –магнезит;
KCl∙MgCl2· 6Н2O – карналлит; MgSO4·7Н2O – горькая (английская) соль; CaCO3
- кальцит (известняк, мел, мрамор); СаF2 – флюорит; Ca3(PO4)2 – фосфорит;
BaSO4 - барит.
Химические свойства. По химическим свойствам щелочноземельные
металлы очень похожи на щелочные металлы, а магний имеет существенные
отличия. Во всех реакциях магний и щелочноземельные металлы играют роль
восстановителей и окисляются с образованием различных ионных соединений,
содержащих ионы этих металлов с зарядом +2. Щелочноземельные металлы
уже при обычных условиях окисляются кислородом воздуха, а магний сгорает
на воздухе при нагревании до 600ºС, в результате образуются оксиды:
tº
2Са + O2 → 2СаO;
2Mg + O2 →
2MgO
Все
рассматриваемые
металлы
при
определенных
условиях
взаимодействуют с галогенами, серой, азотом, водородом:
tº
tº
Mg + Cl2 → MgCl2; Ca + H2 → CaH2;
3 Mg + N2 →
Mg 3N2
Щелочноземельные металлы активно взаимодействуют с холодной водой,
а магний реагирует только с кипящей водой:
Са + 2Н2O → Са(OH)2 + Н2 ↑
Соединения s- металлов и их применение. Оксиды s-металлов –
типичные основные оксиды. За исключением оксидов бериллия и магния
оксиды, пероксиды остальных элементов легко реагируют с водой, образуя
сильнощелочные растворы: BaO2 + 2H2O → Ba(OH)2 + H2O2
CaO – негашеная известь. Негашеная жженая известь применяется в
строительстве: приготовление известкового раствора, исходный продукт для
получения СаС2 и NН3,
используется в качестве добавки в процессе
54
переработки руды, компонент цемента, удобрение.
CaO + H2O → Са(ОН)2 + 65 кДж
(гашение извести).
Сульфат кальция - CaSO4 – применяется при производстве алебастра,
состоящего из CaSO4 · 0,5H2O и высокодисперсного CaSO4. Его получают
частичным обезвоживанием (при 160ºС) гипса CaSO4·2H2О. При добавлении воды
к алебастру снова образуется CaSO4·2Н2O, кристаллы которого переплетаются,
образуя прочную массу:
CaSO4·0,5Н2О + 1,5Н2O → CaSO4 · 2H2O
На этом свойстве основано использование алебастра в строительстве, а
также в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок.
Растворимые соли кальция и магния (CaSO4, MgCl2, MgSO4, CaSO4,
Са(НСО3)2 и т.д.) обусловливает жесткость воды, которая выражается в мгэкв/л. Вода с жесткостью меньше 4 мг-экв/л считается мягкой, а выше 12 мгэкв/л - очень жесткой. Различают временную и постоянную жесткость воды.
Гидрокарбонат кальция Са(НСO3)2 и гидрокарбонат магния - Mg(НСO3)2
обуславливают временную (карбонатную) жесткость воды. Образование
гидрокарбоната кальция в природных условиях имеет место, когда породы,
содержащие СаСО3, подвергаются воздействию воды и растворенного в ней
углекислого газа СO2:
СаСО3 + Н2O + СO2 → Са(НСО3)2
Удалить временную жесткость воды можно несколькими способами:
tº
1) кипячение: Са(НСO3)2 →
CaCO3 + CO2↑ + H2O;
2) известковый способ: Са(ОН)2 + Mg(НСО3)2 → MgCO3 + CaCO3;
3) содовый способ: Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaHCO3;
4) щелочной способ: Ca(HCO3)2+2NaOH → CaCO3+Na2CO3+2H2O.
Растворимые кальциевые и магниевые соли сильных кислот
обусловливают некарбонатную или постоянную жесткость. Методы
устранения постоянной жесткости:
CaSO4 + Na2CO3 = CaCО3↓ +Na2 SO4;
CaCl2 + Na2CO3 = CaCО3↓+ 2NaCl
MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaCl;
MgSO4 + Ca(OH)2 = Mg(ОH)2↓ + CaSO4
MgCl2 + Ca(OH)2= Mg(OH)2↓ + CaCl2
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + 2Na2SO4
Контрольные вопросы:
1. Общая характеристика элементов IIA гр.
2. Основные соединения кальция.
3. Чем обусловлена жесткость воды? Виды жесткости.
4. Способы умягчения воды.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 623 - 635.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 358 - 362.
55
Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо
Ключевые слова: физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли
металлов.
Алюминий – основной представитель металлов главной подгруппы III
группы периодической системы. Внешняя электронная конфигурация - 3s23p1, в
соединениях проявляет степень окисления +3.
Нахождение в природе. По распространенности занимает третье место
среди всех элементов (после О и Si) и первое среди металлов. Важнейшие
минералы: бокситы – смесь гидроксидов Al(OH)3 и AlOOH; алюмосиликаты –
(Na,K)2O∙Al2O3∙2SiO2; корунд (глинозем) – Al2O3; криолит – 3NaF∙AlF3.
Физические свойства. Серебристо-белый металл, плотность (при 20°С)
2698,9 кг/м3; tпл 660,24°С; tкип около 2500°С;
Химические свойства. Алюминий является активным металлом,
сильным восстановителем. Но наличие защитной оксидной пленки на его
поверхности затрудняет его взаимодействие со многими окислителями при
обычных условиях. При 25ºС алюминий образует с хлором, бромом и иодом
соответственно AlCl3, AlВr3, AlI3. Реакции с фтором, кислородом, азотом, серой
происходят при достаточно высоких температурах.
В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов, алюминий при
обычных условиях не реагирует с водой, так как защищен пленкой
нерастворимого в воде оксида. Однако эта пленка легко растворяется в
растворах кислот и щелочей, поэтому не защищает алюминий от
взаимодействия с ними:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑
Al + 4HNO3 → Al(NO3)3 + NO↑ + 2H2O
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
Исключением являются концентрированные серная и азотная кислоты, в
которых алюминий пассивируется.
Важным свойством алюминия является его способность восстанавливать
некоторые металлы из их оксидов при высокой температуре. Этот способ
получения металлов называется алюмотермией: 4Al + 3MnO2 → 3Mn + 2Al2O3
Хром. Внешняя электронная конфигурация атома хрома 3d54s1. В
соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди них
наиболее устойчивы Сr3+.
Нахождение в природе. Хром – довольно распространенный элемент на
Земле. Его кларк (среднее содержание в земной коре) составляет 8,3·10–3%.
Хром никогда не встречается в свободном состоянии. В хромовых рудах
практическое значение имеет только хромит FeCr2O4.
Физические свойства. Хром - твердый, тяжелый, тугоплавкий металл.
Плотность 7190 кг/м3; tпл 1890 °С; tкип 2480 °С.
Химические свойства. Хром химически малоактивен. При обычных
56
условиях устойчив к кислороду и влаге, но соединяется с фтором, образуя CrF3.
Выше 600°С взаимодействует с парами воды, давая Сr2О3; с азотом - Cr2N, CrN;
с углеродом - Сr3С2; с серой - Cr2S3. Со многими металлами хром дает сплавы.
Хром загорается в кислороде при 2000°С с образованием темно-зеленого
оксида хрома (III) Сr2О3. Помимо оксида (III), известны других соединения с
кислородом, например CrO, СrО3, получаемые косвенным путем. Хром легко
реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с
образованием хлорида и сульфата хрома и выделением водорода; «царская
водка» и азотная кислота пассивируют хром. С увеличением степени окисления
возрастают кислотные и окислительные свойства хрома.
Железо. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d64s2.
Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивые степени
окисления +2 и +3).
Нахождение в природе. По распространенности в земной коре занимает
второе место среди металлов. Для извлечения железа используются в основном
такие руды, как гематит (Fe2O3), магнитные железняки (Fe3О4), бурые
железняки (НFeO2· nH2O), а также шпатовые железняки (FeСО3).
Физические свойства. Плотность (20°C) 7874 кг/м3, tпл 1539°С, tкип
3200°С.
Химические свойства. С кислородом железо образует оксид (II) FeO,
оксид (III) Fe2O3 и оксид (II,III) Fe3O4 (соединение FeO c Fe2O3, имеющее
структуру шпинели). Во влажном воздухе при обычной температуре железо
покрывается рыхлой ржавчиной (Fe2O3·nH2O). Вследствие своей пористости
ржавчина не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и поэтому не
предохраняет его от дальнейшего окисления. При нагревании в водяном паре
железо окисляется с образованием Fe3O4 (ниже 570 °С) или FeO (выше 570 °С)
и выделением водорода.
Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли,
например хлориды FeCl2 и FeCl3. При нагревании железа с серой образуются
сульфиды FeS и FeS2. Карбиды железа - Fe3C (цементит) и Fe2C (е-карбид) выпадают из твердых растворов углерода в железе при охлаждении. Fe3C
выделяется также из растворов углерода в жидком железе при высоких
концентрациях С. При нагревании железо энергично реагирует с кремнием и
фосфором, образуя силициды (например, Fe3Si и фосфиды (например, Fe3P).
Контрольные вопросы:
1. Общая характеристика алюминия.
2. Общая характеристика хрома.
3. Общая характеристика железа.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 651 – 656, 672 – 677, 690 - 712.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 362 - 377.
57
Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
Лекция 22. Полимеры
Ключевые слова: полимер, мономер, полимеризация, поликонденсация, пластмассы,
эластомеры, каучуки, резины.
Высокомолекулярными соединениями (ВМС), или полимерами, называют
сложные вещества с большими молекулярными массами (порядка сотен, тысяч
и миллионов), молекулы которых построены из множества повторяющихся элементарных звеньев, образующихся в результате взаимодействия и соединения
друг с другом одинаковых или разных простых молекул – мономеров.
Классификация полимеров:
I. По методам получения выделяют природные – ВМС растительного и
природного происхождения (крахмал, целлюлоза, белки, природные каучуки) и
химические: 1) искусственные ВМС – получают путем переработки природных
ВМС (эфиры целлюлозы и т.д.); 2) синтетические ВМС – получают путем
синтеза из низкомолекулярных веществ (полиэтилен, полистирол,
синтетические каучуки, лавсан, капрон, нитрон).
Получение полимеров из низкомолекулярных веществ может быть
осуществлено двумя путями:
1. Реакция полимеризации — процесс, в результате которого молекулы
низкомолекулярного соединения (мономера) соединяются друг с другом при
помощи ковалентных связей, образуя новое вещество (полимер), молекулярная
масса которого в целое число раз больше, чем у мономера; полимеризация
характерна, главным образом, для соединений с кратными (двойными или
тройными) связями, например для этилена:
Полимеризацией также получают полипропилен, бутадиеновый каучук,
полистирол, тефлон, полиметилметакрилат.
2. Реакция поликонденсации — процесс образования полимера из
низкомолекулярных
соединений,
содержащих
две
или
несколько
функциональных групп, сопровождающийся выделением за счет этих групп
таких веществ, как вода, аммиак, галогеноводород и т. п.; состав элементарного
звена полимера в этом случае отличается от состава исходного мономера.
Поликонденсацией получают фенолоформальдегидные смолы (ФФС) из
формальдегида и фенола. Процесс сопровождается выделением воды:
Частным случаем полимеризации является сополимеризация – процесс
образования полимеров из двух или нескольких различных мономеров.
Например, получение бутадиен-стирольного каучука:
58
II. По свойствам и применению выделяют следующие полимеры:
1. Пластмассы (термореактивные и термопластичные):
Термопластичные
1. Линейные полимеры
2. Отсутствуют прочные связи между цепями
3. Легко плавятся, используются для
переплавки
Примеры:
полиэтилен,
плексиглас
(полиметилметакрилат)
Термореактивные
1. Сетчатые полимеры
2. Существуют прочные связи между
отдельными цепями
3. С трудом плавятся, не подвергаются
переплавке
Примеры: ФФС, эбонит
2. Эластомеры (каучуки, резина)
Каучуки – природные или синтетические продукты полимеризации
некоторых диеновых углеводородов с сопряженными связями:
1. Натуральный каучук
2. Синтетические
каучуки
Сок дерева гевея («као
чоу» - слезы дерева)
Бутадиеновый
Изопреновый
Хлоропреновый
Бутадиен-стирольный
Резины – эластичные материалы, получаемые вулканизацией каучука
(взаимодействием каучуков с серой, при котором происходит сшивание
молекул каучука в единую пространственную сетку):
В зависимости от количества серы (по масс.) выделяют мягкие резины
(5-10% S) и твердые резины (>30% S).
Контрольные вопросы:
1. Что такое ВМС? Классификация ВМС по способу получения.
2. Что такое термопластичные и термореактивные пластмассы?
3. Чем каучук отличается от резины?
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. - С. 512 - 519.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 450 - 476.
59
Л.Н. Зорина
Лекция 23. Химическая идентификация, анализ вещества
Ключевые слова: химическая идентификация, качественный и количественный
анализ, аналитический сигнал, аналитическая реакция, групповой реагент,
специфические реакции, дробный и систематический анализ, гравиметрический
метод, титриметрический метод, метод нейтрализации, метод комплексонометрии,
окислительно-восстановительное титрование, осадительное титрование. Химические,
физико-химические, физические, биологические методы анализа.
Химическая идентификация – это установление вида и состояния фаз,
молекул, атомов, ионов и других составных частей вещества на основе
сопоставления экспериментальных и соответствующих справочных данных для
известных веществ. Идентификация – цель качественного анализа вещества,
при котором определяют, из каких атомов, ионов, молекул состоит вещество.
Количественный анализ – определение содержания (концентрации, массы и
т.п.) компонентов в анализируемом веществе.
Все методы анализа можно разделить на химические, физикохимические, физические и биологические, в которых измеряют
соответственно химические, физико-химические, физические и биологические
параметры анализируемого вещества, которые зависят от его состава. При
химических методах открываемый элемент переводят в какое-либо новое
соединение, обладающее характерным свойством (аналитический сигнал).
Происходящее при этом химическое превращение называется аналитической
реакцией.
Любой катион можно идентифицировать с помощью какой-либо реакции,
если удалить другие катионы, мешающие этой реакции. Существуют некоторые
реакции, которые позволяют обнаружить то или иное вещество (ион) в
присутствии других веществ, такие реакции называют специфическими. Так,
катион NH4+ можно обнаружить в присутствии любых других действием
щелочи на анализируемое вещество по характерному запаху аммиака.
NH4Cl + NaOH → NH3↑ + H2O + NaCl
Анион CO32- - при воздействии кислотой, при этом протекает реакция с
образованием пузырьков диоксида углерода.
CO32- + 2H+ → H2CO3
H2O + CO2↑
Применяя специфические реакции, открывают соответствующие ионы
дробным методом, т.е. непосредственно в отдельных порциях исследуемого
раствора. Если открытие ионов дробным методом невозможно, используют
систематический анализ, при котором ионы выделяют из сложной смеси
группами. Для этого используют групповые реагенты. Групповым реагентом
для ионов Ag+, Pb2+, Hg2+ является HCl, для ионов Ba2+, Sr2+, Ca2+ - (NH4)2CO3 и
т.д. Если присутствует несколько катионов, используют дробный анализ, в ходе
которого осаждают все труднорастворимые соединения, а затем обнаруживают
оставшиеся катионы с помощью специфических реакций.
Химические
методы
количественного
анализа
делят
на
60
гравиметрический и объемный (титриметрический). Так, определить
содержание Ca2+ в анализируемом веществе можно воздействием на него
щавелевой кислоты.
Ca2+ + H2C2O4 → CaC2O4 + 2H+
По массе образующегося осадка определяют содержание Ca2+ в
анализируемом веществе (гравиметрический метод).
Сущность титриметрического метода заключается в измерении объема
рабочего раствора с точно известной концентрацией того или иного реагента,
израсходованного на реакцию с анализируемым компонентом. Методы
объемного химического анализа подразделяются по типу реакции, лежащей в
основе анализа: метод кислотно-основного титрования (нейтрализации),
методы осаждения и комплексообразования, метод окисления –
восстановления.
Метод нейтрализации основан на реакции H+ + OH- → H2O. При
комплексонометрическом титровании происходит связывание исследуемого
иона в комплекс. В основе окислительно-восстановительного титрования
лежит реакция Ox + ne
Redn-. При осадительном титровании
используются реакции, связанные с осаждением определяемого иона.
Физико-химические методы анализа основаны на изучении физических
свойств веществ, меняющихся в ходе химической реакции. При
потенциометрическом методе измеряется потенциал электрода в исследуемом
растворе, при кондуктометрическом – электрическая проводимость и т. д.
Физические методы анализа основаны на использовании зависимости между
физическим свойством и составом вещества. К ним относят спектральные,
люминесцентный метод и т. д. Биологические методы основаны на изучении
зависимости отклика микроорганизмов на то или иное вещество.
Контрольные вопросы:
1.
Основные понятия: химическая идентификация, качественный и
количественный анализ, групповой реагент, специфические реакции.
2.
Идентификация катионов.
3.
Идентификация анионов.
4.
Классификация методов количественного анализа.
5.
Классификация методов титриметрического анализа.
Список рекомендуемой литературы:
1. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 499 - 515.
2. Васильев В.П. Аналитическая химия. Кн. 1. Титриметрические и
гравиметрический методы анализа. - М.: Дрофа, 2005. - 366 с.
3. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика): учебник для вузов.
В 2 кн. Кн.1. Общие теоретические основы. Качественный анализ. – М.:
Высшая школа, 2001. – 615 с.
4. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика): учебник для вузов.
В 2 кн. Кн. 2. Количественный анализ. Физико- химические
(инструментальные) методы анализа. – М.: Высшая школа, 2001. - 559 с.
61
Контрольные вопросы
для подготовки к экзамену по дисциплине «Химия»
для студентов нехимических специальностей АГ, АТ, АЭ, БАГ, БАТ,
БАЭ, БМЗ, БМП, БТЭ, МЗ, МП, МС, ТЭ, ЭГ, ЭТ
Вопросы к модулю 1 «Строение вещества»
1.
Квантово-механическая модель строения атома. Корпускулярноволновые
свойства
электрона:
уравнение
Де
Бройля,
принцип
неопределенности Гейзенберга.
2.
Уравнение Шредингера. Квантовые числа, волновая функция,
понятие об атомной орбитали.
3.
Энергетическая диаграмма возможных состояний электрона в атоме
водорода.
4.
Распределение электронов по АО в многоэлектронных атомах.
Принцип Паули, правило Гунда, правила Клечковского.
5.
Периодический закон. Периодическая система. Электронные
конфигурации атомов.
6.
Периодические свойства атомов (радиусы атомов, энергия
ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность).
7.
Характерные степени окисления элементов.
8.
Ковалентная химическая связь: механизмы её образования,
разновидности. Длина, энергия, порядок (кратность) ковалентной связи.
9.
Насыщаемость ковалентной связи и валентные возможности
атомов.
10. Направленность ковалентной связи и геометрия молекулы.
11. Полярность и поляризуемость ковалентной связи. Полярность
молекулы.
12. Металлическая связь. Деление элементов на металлы и неметаллы.
Металлические структуры.
13. Ионная связь и её свойства. Ионные кристаллы.
14. Типы межмолекулярных взаимодействий.
15. Водородная связь и её влияние на физические свойства вещества.
Вопросы к модулю 2 «Закономерности протекания химических
процессов»
16. Термохимические уравнения. Закон Гесса, следствия из него.
Энтальпия.
17. Направление осуществления химических реакций. Энтропия.
Энергия Гиббса.
18. Понятие о скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость
реакции. Влияние концентраций на скорость реакции.
19. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение ВантГоффа, уравнение Аррениуса.
62
20. Понятие об энергии активации. Гомогенные и гетерогенные
катализаторы, каталитические системы, механизм действия катализаторов.
21. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие и его
признаки. Константа химического равновесия.
22. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип ЛеШателье.
Вопросы к модулю 3 «Дисперсные системы и растворы»
23. Классификация дисперсных систем. Понятие о растворах.
Растворимость. Концентрации растворов.
24. Физико-химические свойства растворов нелетучих веществ
(давление насыщенного пара, температура замерзания, температура кипения,
осмотическое давление).
25. Понятие об электролитах, степень диссоциации. Растворы сильных
электролитов. Ионная сила растворов. Активность ионов.
26. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого
электролита. Факторы, влияющие на степень диссоциации слабого электролита.
27. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и
гидроксильный показатели.
28. Понятие о кислотах. Константы диссоциации слабых кислот. рН в
растворах слабых кислот.
29. Понятие об основаниях. Константы диссоциации слабых оснований.
рН в растворах слабых оснований.
30. Плохо растворимые электролиты. Произведение растворимости.
Условия образования и растворения осадков.
31. Ионно-обменные реакции. Реакция нейтрализации.
32. Гидролиз солей, константа гидролиза. Степень гидролиза и
факторы, влияющие на неё.
Вопросы к модулю 4 «Окислительно-восстановительные реакции.
Электрохимические процессы»
33. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Основные
понятия. Направление протекания ОВР.
34. Понятие об окислительно-восстановительном потенциале (ОВП).
Стандартный водородный электрод. Стандартные ОВП. Ряд стандартных
электродных потенциалов металлов.
35. Факторы, влияющие на величину ОВП. Уравнение Нернста.
36. Гальванические элементы. Элемент Даниэля-Якоби. Основные
типы и области практического использования гальванических элементов.
37. Электролиз расплава соли. Основные понятия. Потенциал
разложения. Перенапряжение.
38. Электролиз растворов солей. Ряд разряжаемости катионов и ряд
разряжаемости анионов. Области практического применения электролиза.
63
Вопросы к модулю 5 «Химические свойства металлов»
39. Химические свойства металлов, взаимодействие металлов с
неметаллами.
40. Взаимодействие металлов с водой.
41. Взаимодействие металлов с кислотами.
42. Взаимодействие металлов со щелочами.
43. Классификация неорганических веществ. Кислотно-основные
свойства оксидов и гидроксидов металлов.
44. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии.
45. Общая характеристика физических и химических свойств металлов IIА
подгруппы. Магний, кальций. Жесткость воды. Умягчение воды.
46. Основные конструкционные металлы - хром, марганец, железо,
алюминий. Общая характеристика физических и химических свойств.
Вопросы к модулю 6 «Полимеры. Химическая идентификация.
Качественный и количественный анализ»
47. Полимеры и олигомеры.
48. Химическая идентификация. Аналитический сигнал, химический
анализ.
49. Классификация методов качественного анализа.
50. Классификация методов количественного анализа.
51. Классификация методов титриметрического анализа.
52. Теоретические
основы
кислотно-основного,
окислительновосстановительного титрования. Индикаторы. Принцип их действия.
53. Трилонометрический метод определения жесткости воды.
54. Физические, физико-химические методы анализа.
Контрольные вопросы
для подготовки к экзамену по дисциплине «Химия»
для студентов нехимических специальностей ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ,
ДС, ЭС, ГФ
Вопросы к модулю 1 «Реакционная способность веществ»
1. Предмет химии. Классификация неорганических соединений. Моль.
Атомная единица массы. Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов.
Эквиваленты кислот, оснований, солей, оксидов.
2. Теория строения атома по Бору. Постулаты Бора. Расчет радиусов
орбит и скоростей движения электронов по орбитам. Оптический спектр
атома водорода. Схема возникновения спектральных линий и серий.
3. Принципы, на которых основана квантово-механическая модель
строения атома. Особенность решения и информация, получаемая при
решении уравнения Шредингера. Квантовые числа. Форма атомных
орбиталей (АО).
4. Строение многоэлектронных атомов. Принцип Паули. Правило
64
Клечковского. Правило Хунда.
5. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система
элементов. Структуры короткопериодного и длиннопериодного вариантов
периодической системы элементов. Электронные аналоги.
6. Энергия
ионизации
атомов.
Сродство
к
электрону.
Электроотрицательность. Закономерности их изменений по периодам и
группам элементов периодической системы. Зависимость от их величин
окислительно - восстановительных и кислотно-основных свойств атомов и
веществ.
7. Химическая связь. Ковалентная связь (КС). Механизм образования и
свойства КС. Энергия химической связи. Длина связи. Свойства КС направленность и насыщаемость, полярность. Теория гибридизации КС.
Донорно-акцепторная связь. Водородная связь. Межмолекулярное
взаимодействие.
Вопросы к модулю 2 «Химическая термодинамика и кинетика»
1.
Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя
энергия. Энтальпия. Закон Гесса. Расчет тепловых эффектов реакций.
2.
Химическое сродство. Направление химических реакций.
Свободная энергия Гиббса. Энтропия. Энтальпийный и энтропийный
факторы энергии Гиббса.
3.
Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Закон
действующих масс. Влияние температуры на скорость реакций. Энергия
активации. Катализаторы, каталитические системы, механизм действия
катализаторов.
4.
Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие.
Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье. Фазовое
равновесие. Правило фаз.
Вопросы к модулю 3 «Химические системы»
1.
Растворы. Растворимость газов, жидкостей, твердых тел в
жидкостях. Способы выражения концентрации растворов. Термодинамика
растворения.
2.
Растворы неэлектролитов. Давление пара над раствором.
Тонометрический закон Рауля. Явление криоскопии и эбуллиоскопии.
Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
3.
Растворы
электролитов.
Изотонический
коэффициент.
Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации. Закон разведения
Оствальда. Сильные и слабые электролиты. Активность ионов. Коэффициент
активности ионов.
4.
Ионообменные реакции. Направление протекания реакции.
5.
Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Индикаторы кислотные и щелочные. Механизм их действия.
6.
Произведение растворимости солей.
65
7.
Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Степень
гидролиза. Константа гидролиза.
8.
Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории
электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.
9.
Классификация гетерогенных дисперсных систем по степени
дисперсности и агрегатному состоянию.
10. Поверхностные явления в дисперсных системах. Поверхностная
энергия. Поверхностное натяжение. Поверхностно-активные вещества и их
адсорбция на границе раздела фаз. Изотермы адсорбции и поверхностного
натяжения.
11. Адсорбция из растворов электролитов. Ионная и ионно-обменная
адсорбция. Иониты - катиониты и аниониты.
12. Жесткость воды. Трилонометрический метод ее определения.
Умягчение воды катионитами.
13. Коллоидно-дисперсные системы. Электрокинетические явления.
Электрокинетический потенциал. Коагуляция электролитами.
14.
Грубодисперсные системы - эмульсии, пены, взвеси.
Вопросы к модулю 4 «Электрохимические системы»
1.
Окислительно-восстановительные
реакции
(ОВР).
Степень
окисления атома (окислительное число). Основные окислители и
восстановители. Классификация ОВР. Составление уравнений ОВР методами
электронного и ионно-электронного баланса.
2.
Электродный потенциал. Измерение электродного потенциала. Ряд
“напряжений” металлов. Свойства этого ряда.
3.
Принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби.
Устройство и принцип работы бытовых “сухих” элементов.
4.
Разновидности гальванических элементов - окислительновосстановительные и концентрационные.
5.
Электролиз. Законы электролиза. Электролиз водных растворов
солей.
6.
Коррозия
металлов.
Химическая,
электрохимическая,
электрическая. Основные способы защиты от коррозии
Вопросы к модулю 5 «Избранные вопросы химии»
1.
Основные конструкционные металлы - хром, марганец, железо,
алюминий. Общая характеристика физических и химических свойств. Практика
измененияв стройиндустрии.
2.
Магний, кальций. Представление о вяжущих веществах на основе
соединений магния и кальция.Жесткость воды. Умягчение воды.
3.
Кремний. Двуокись кремния. Кремневые кислоты. Силикаты,
алюмосиликаты, гидросиликаты кальция. Портландцементный клинкер. Стекло.
Стекломатериалы. Ситаллы.
66
4.
Полимеры и олигомеры. Строительные изделия и материалы на их
основе. Методы синтеза высокомолекулярных соединений.
5.
Вещество и его чистота. Аналитический сигнал и его виды.
6.
Теоретические
основы
кислотно-основного
окислительновосстановительного титрования. Индикаторы. Принцип их действия.
7.
Теоретические основы физических, физико-химических методов
анализа – колориметрических, электрохимических, спектрофотометрических и
т.д.
Список рекомендуемой литературы
1 Основная
1.1. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов/
под ред. А.И. Ермакова. –29 - е изд., испр.–М.: Интеграл–Пресс, 2004. – 728 с.
1.2. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: КНОРУС, 2009. – 752 с.
1.3.Глинка Н.Л., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по
общей химии: учеб. пособие для студентов нехимических спец. вузов / под ред.
В.А.Рабиновича, Х.М. Рубиной – изд. стер. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.
2 Дополнительная
2.1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов – 4е изд. испр. – М: Высшая школа, 2002. – 743 с.
2.2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия:
учебник для вузов – М: Химия, 2000. – 592 с.
2.3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов.–М.:
Высшая школа, 2004. – 432 с.
2.4. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и
спец. вузов – 7-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.
2.5. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии
для вузов. – 6-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 2004. – 383 с.
2.6. Задачи и упражнения по общей химии. / Б.И.Адамсон, О.Н. Гончарук,
В.Н. Камышова и др.; под ред.Н.В.Коровина. - 2-е изд., испр. – М.: Высшая
школа, 2004. – 255 с.
2.7. Артеменко А.И. Органическая химия: учебник для студ. строит.
вузов. – М.: Высшая школа, 2000. – 559 с.
2.8. Курс химии. Ч. II. Специальная для строит. инст-в и фак-в / под ред.
В.А. Киреева. – М.: Высшая школа, 1975. – 236 с.
67
3 Учебные пособия кафедры «Общая и аналитическая химия» *
3.1. Сборник заданий для самостоятельной работы по дисциплине
«Общая и неорганическая химия» / Л.Е.Салова и др.; под общ. ред. А.М.
Сыркина. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 163 с.
3.2. Молявко М.А., Сыркин А.М. Строение атома. Периодический закон и
периодическая система Д.И.Менделеева. Химическая связь: учеб. пособие. Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 68 с.
3.3. Булатова О.Ф., Сыркин А.М. Тепловые эффекты и направление
протекания химических реакций: учеб. пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. –
66 с.
3.4. Чанышева А.Т., Сыркин А.М. Растворы электролитов и
неэлектролитов: учеб. пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 65 с.
3.5. Сыркин А.М., Назаров М.Н. Химическая кинетика: учеб. пособие. Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 103 с.
3.6. Сыркин А.М., Михайленко О.И., Рольник Л.З. Растворы электролитов
и неэлектролитов: учеб. пособие. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 140 с.
3.7. Сыркин А.М., Рольник Л.З., Учебно-методическое пособие к
лабораторным работам по теме «Гидролиз солей» /сост. А.М. Сыркин, Л.З.
Рольник. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2002. – 21 с.
3.8. Чалова О.Б., Сыркин А.М. Химия. Лабораторный практикум. – Уфа:
Изд-во УГНТУ, 2006. – 107 с.
3.9. Молявко М.А., Шевляков Ф.Б. Окислительно-восстановительные
реакции: учеб. пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 116 с.
3.10. Молявко М.А., Чалова О.Б. Коррозия металлов: учеб. пособие. –
Уфа: Изд-во УГНТУ, 1997.–118 с. Учебное пособие в электронном виде. - Уфа,
УГНТУ, 2008. – 100 с.
3.11. Сыркин А.М., Молявко М.А., Шевляков Ф.Б. Основы
электрохимических процессов: учеб. пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. 127с.
3.12. Неорганическая химия: учеб. пособие / Л.Н.Зорина и др.; под общ.
ред. А.М. Сыркина – Уфа: Изд-во «Нефтегазовое дело», 2009. – 128 с.
3.13. Сыркин А.М., ЗоринаЛ.Н. Классификация и номенклатура
неорганических веществ: учеб. пособие. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 71 с.
3.14. Сыркин А.М., Максимова Н.Е., Сергеева Л.Г. Химия воды: учеб.
пособие. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 105 с.
3.15. Пузин Ю.И. ЭУМК «Химия». Регистрационное свидетельство
МИТиС № 10022 от 24.05.2007.
*Учебные пособия имеются на электронных носителях, с электронным
вариантом можно ознакомиться в читальном зале УГНТУ (а. 1-208).
68
4. Учебные пособия кафедры «Прикладная химия и физика» *
4.1. Сухарева И.А., Мазитова А.К. Практикум по химии. Ч. I. – Уфа:
УГНТУ, 2007.
4.2. Сухарева И.А., Мазитова А.К., Кузнецов А.М. Коррозия как
окислительно-восстановительный процесс. – Уфа: УГНТУ, 2006.
4.3. Элементы химической термодинамики. Ч. I. (I закон термодинамики.
Термохимия): учеб. - метод. пособие / сост. Н.М.Шаймарданов. – Уфа: УГНТУ,
2003.
4.4. Элементы химической термодинамики. Ч. II. (II закон
термодинамики. Химическое равновесие): учеб. - метод. пособие / сост. Н.М.
Шаймарданов. – Уфа: УГНТУ, 2004.
4.5. Электрохимические процессы: учеб. - метод. пособие к практическим
и лабораторным работам / сост. Н.М. Шаймарданов, Г.К. Аминова, Е.А.
Буйлова. – Уфа: УГНТУ, 2008.
4.6. Кудаярова Р.Р., Мазитова А.К., Михайлюк Ю.И. Контрольные
задания по химии. – Уфа: УГНТУ, 2007.
4.7. Поверхностные явления. Адсорбция: учеб. - метод. пособие к
лабораторным работам / сост. Н.М. Шаймарданов. - Уфа: УГНТУ, 2005.
4.8. Вода. Жесткость воды. Способы умягчения воды: учеб. - метод.
пособие для самостоятельной работы студентов / сост. Н.М. Шаймарданов, Г.К.
Аминова, Д.Р. Галиева. – Уфа: УГНТУ, 2008.
4.9. Окислительно-восстановительные реакции: учеб. - метод. пособие к
практическим и лабораторным занятиям / сост. Г.К. Аминова, Е.А. Буйлова,
Д.Р. Галиева. – Уфа: УГНТУ, 2008.
4 10. Основные понятия и определения химии: справочник для студента /
сост. Р.Р. Кудаярова, А.К. Мазитова. – Уфа: УГНТУ, 2006.
4.11. Хамаев В.Х., Мазитова А.К., Михайлюк Ю.И., Шаймарданов Н.М.
Лабораторный практикум по химии. – Уфа: УГНТУ, 2001. – Ч. 2.
*Учебные пособия имеются на электронных носителях, с электронным
вариантом можно ознакомиться в читальном зале УГНТУ (а. 1-208).
69
Учебное издание
Булатова Ольга Федоровна, Денисова Светлана Борисовна,
Зорина Людмила Николаевна, Михайленко Оксана Ивановна,
Молявко Мария Александровна, Назаров Михаил Николаевич,
Рольник Любовь Зелиховна, Салова Леонора Евгеньевна,
Сергеева Лидия Григорьевна, Чалова Ольга Борисовна,
Чанышева Альфия Тагировна, Шевляков Федор Борисович
Биглова Юлия Николаевна, Буйлова Евгения Андреевна,
Галиева Динара Рамилевна, Шаймарданов Насим Мулланурович
КРАТКИЙ КУРС ЛЕКЦИЙ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ»
Под общей редакцией
профессора С.С. Злотского и профессора А.К.Мазитовой
Редактор Н.В.Исхакова
Подписано в печать 10.12.10. Бумага офсетная № 2. Формат 60х84 1/16
Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная. Усл. печ. л. 4,5. Уч.-изд. л. 4,0.
Тираж 300 экз. Заказ
Издательство Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Типография Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Адрес издательства и типографии:
450062, Республика Башкортостан, г. Уфа, ул. Космонавтов, 1
70