konspekt_lekciy_po_химии. Конспект лекций по наиболее важным разделам курса химии. Целью является закрепление и углубление знаний по теоретической части курса
 Скачать 0.5 Mb.
|
|
Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию Иркутский государственный технический университет Конспект лекций дисциплины « Х ИМИЯ» для студентов заочной формы обучения ИрГТУ по техническим направлениям и специальностям 2 Иркутск 2008 3 Конспект лекций дисциплины «Химия». Учебное пособие для студентов 1 курса технических направлений и специальностей. Составила: О.В.Кузнецова – Иркутск: 2008. – 74 c. Пособие включает конспект лекций по наиболее важным разделам курса химии. Целью является закрепление и углубление знаний по теоретической части курса. Библиогр. 6 назв. Табл. 3. Рис. 11. 4 Оглавление стр. Лекция № 1. Основные понятия и законы химии…………………………… 4 Лекция № 2. Строение атома…………………………………………………. 9 Лекция № 3. Электронная конфигурация атома…………………………….. 12 Лекция № 4. Периодический закон и периодическая система элементов… 16 Лекция № 5. Химическая связь. Строение вещества……………………….. 20 Лекция № 6. Метод валентных связей. Метод молекулярных орбиталей… 23 Лекция № 7. Энергетика химических процессов……………………………. 28 Лекция № 8. Лекция № 1. Скорость химической реакции…………………. 31 Лекция № 9. Химическое равновесие………………………………………... 33 Лекция № 10. Растворы. Концентрация растворов. Основы физической теории растворов………………………………………………. 35 Лекция № 11. Теория электролитической диссоциации……………………. 40 Лекция № 12. Гидролиз солей………………………………………………... 45 Лекция № 13. Дисперсные системы………………………………………….. 47 Лекция № 14. Окислительно-восстановительные реакции………………… 50 Лекция № 15. Электрохимические системы………………………………… 54 Лекция № 16. Полимеры……………………………………………………… 68 Лекция № 17. Химическая идентификация………………………………….. 71 Библиографический список…………………………………………………... 74 5 Лекция № 1. Основные понятия и законы химии Химия – это наука о веществах, изучающая их состав, строение, свойства, а также их превращения. Природа, т.е. окружающий мир, – это различные формы движущейся материи, которая может существовать в виде элементарных частиц и полей. Взаимодействуя друг с другом, частицы и поля образуют более сложные системы – атомы. Атомы при взаимодействии образуют различные вещества. Каждое вещество обладает набором характерных признаков – свойств, которые отличают одно вещество от другого. При изменении условий одни вещества могут превращаться в другие – происходит химическая реакция. В определенной совокупности вещества образуют материалы, которые использует человек. На базе химических знаний создаются новые технологии, позволяющие получать принципиально новые вещества и материалы, металлы и сплавы, полупроводниковые и сверхпроводниковые материалы, лекарственные препараты, красители, синтетические материалы и т.д. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ Атом – наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул и сохраняющая химические свойства данного элемента. Молекула – наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая всеми химическими свойствами данного вещества. Молекулы могут содержать различное число атомов: молекулы простых газов двухатомны, молекулы воды – трехатомны, молекулы белков содержат сотни тысяч атомов. Химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При взаимодействии атомов одного элемента образуется простое вещество, которое является формой существования химического элемента в свободном состоянии. Сочетание разных атомов дает сложное вещество, т.е. химическое соединение. 6 Многие химические элементы образуют не оно, а несколько простых веществ. Такое явление называют аллотропией, а каждое из этих простых веществ – аллотропной модификацией данного элемента. Существование таких модификаций обусловлено неодинаковой кристаллической структурой простых веществ или различным числом атомов, входящих в состав молекул отдельных аллотропных форм. Вследствие этого аллотропные модификации химического элемента различаются физическими свойствами и химической активностью. Например, алмаз и графит резко отличаются по своим физическим и химическим свойствам, однако являются аллотропными модификациями одного химического элемента – углерода. Одной из важнейших характеристик атомов и молекул является их масса. Абсолютные величины (т.е. массы, выраженные в граммах) очень малы, например, масса атома водорода равна 1,67∙10-24 г. Поэтому для практических целей введена атомная единица массы (а.е.м.), которая составляет 1/12 часть массы атома изотопа углерода с массовым числом, равным 12, – 12С: 1 а.е.м.=1,667∙10-24 г. Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой и обозначается Ar. Относительная атомная масса является безразмерной величиной и показывает во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы 12С. Например, Ar(S) = 32. Масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной молекулярной массой и обозначается Mr. Зная формулу химического соединения, можно рассчитать его молекулярную массу как сумму относительных атомных масс всех входящих в его состав атомов. Например, Мr(Н2SO4) = 2∙Ar(H) + Ar(S) + 4∙Ar(O) = 2∙1 + 32 + 4∙16 = 98. В химии широко применяется единица количества вещества – моль. Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц 7 (атомов, молекул, ионов и др.) данного вещества, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода 12С. Вычислено, что в 12 г 12С содержится 6,02∙1023 атомов. Это число называется числом Авогадро и обозначается NА. Следовательно, в одном моле любого вещества содержится 6,02∙1023 частиц. Масса одного моля вещества называется молярной массой вещества и обозначается М. Молярная масса вещества представляет собой отношение массы вещества (m) к количеству вещества (ν): М = m/ν. Молярную массу обычно выражают в граммах на моль (г/моль) и численно она равна относительной молекулярной массе. Например, М(Н2SO4) = 98 г/моль. Объем, занимаемый одним молем газа при нормальных условиях (температура 0ºС, давление 760 мм рт. ст. или 101, 325 кПа), называют молярным объемом. Он обозначается Vm и равен 22,4 л/моль. Химические реакции изображают с помощью химических уравнений. Принято выделять следующие типы химических реакций: 1. реакции соединения: А + В = АВ Например, СаО + СО2 = СаСО3 2. реакции разложения: АВ = А + В Например, СаСО3 = СаО + СО2 3. реакции замещения: АВ + С = АС + В Например, Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 4. реакции обмена: АВ +CD = AD + CB Например, CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ Основным законом химии является закон сохранения массы веществ, который вывел русский ученый Ломоносов М.В. в 1748 г.: масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате 8 реакции. Таким образом, в химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. С законом сохранения массы веществ тесно связан закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но одни ее виды могут превращаться в другие в строго эквивалентных количествах. Например, при разложении солей под действием электрического тока электрическая энергия превращается в химическую, при разрядке аккумулятора происходит обратный процесс – превращение химической энергии в электрическую. В 1799 г. французский ученый Жозеф Луи Пруст сформулировал закон постоянства состава: каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения. Позже был сформулирован закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Под «реальной частицей» понимают реально существующие соединения (КОН, H2SO4, Н2О), под «условной» – доли этих реальных частиц ( 1/2H2SO4, 1/5KMnO4). Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина, и его состав выражают с помощью химических формул и символов. Количество вещества эквивалентов измеряется в молях. Масса 1 моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (Мэ) и выражается в г/моль. Молярная масса эквивалентов вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается так: 9 , где М – молярная масса вещества; nе– число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя. Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующих в кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле , где n – число функциональных групп: для кислот – число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток. Молярная масса эквивалентов соли в реакциях обмена рассчитывается по формуле: , где n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления иона металла. Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле: , где n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона. Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой , где МА – молярная масса атома элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента. 10 В общем виде закон эквивалентов формулируется следующим образом: массы реагирующих друг с другом веществ прямо пропорциональны молярным массам их эквивалентов: В 1811 г. итальянский ученый Амедео Авогадро выдвинул гипотезу, которая была впоследствии подтверждена большим числом экспериментальных данных и названа законом Авогадро: в равных объемах газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержится равное число молекул. Из закона Авогадро можно вывести следствие: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л. Лекция № 2. Строение атома Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. Все электроны атома образуют его электронную оболочку, строение которой определяет многие химические свойства элемента. Электрон (ē) – это отрицательно заряженная микрочастица, входящая в состав атома и несущая наименьший электрический заряд. Заряд электрона в кулонах оказался величиной чрезвычайно малой (1,6 10-19 Кл), поэтому для удобства величина этого "элементарного" заряда принята за единицу qe=-1. Так как атом в целом электронейтрален, то число электронов, движущихся вокруг ядра, равно заряду ядра этого атома. Например, заряд ядра атома натрия +11. Вокруг ядра размещается 11 электронов с общим отрицательным зарядом –11. Самый простой состав имеет ядро атома водорода – один положительный заряд и массу, близкую к единице атомной массы. Ядро водорода назвали протоном. 11 Протон (р+) – это микрочастица, входящая в состав ядра атома, имеющая положительный заряд qр=+1 и массу, близкую к 1 а.е.м.. В любом атоме число протонов в ядре равно числу электронов. Нейтрон (n0) – это электронейтральная микрочастица, входящая в состав ядра атома, его масса, как и масса протона, близка к 1 а.е.м.. Масса электронов в атоме очень мала – он почти в две тысячи раз легче протона, поэтому массой электрона в атоме пренебрегают и масса атома считается равной сумме масс протонов и нейтронов, т.е. сумме количества протонов и нейтронов в атоме. Большинство элементов в природе встречаются в виде атомов, характеризующихся разными атомными массами. Такие атомы называются изотопы – атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные атомные массы. Это объясняется тем, что они содержат одинаковое число протонов, но разное число нейтронов. Например, изотопы водорода: протий, дейтерий и тритий. Ядро протия состоит из одного протона, дейтерия – из одного протона и одного нейтрона, трития – из одного протона и двух нейтронов. Атомы различных изотопов одного и того же элемента наряду с разными ядерными свойствами имеют одинаковое строение электронной оболочки, поэтому химические и физические свойства изотопов почти одинаковы. Строение электронной оболочки Электроны характеризуются двойственной природой: они имеют свойства и частицы, и волны. Для движущегося электрона невозможно указать его точное местоположение, можно лишь определить вероятность нахождения электрона в различных частях внутриатомного пространства. Область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО). Состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. 12 Главное квантовое число n определяет энергию электрона в атоме и размер АО, т.е. удаленность электрона от ядра. Главное квантовое число n принимает значения целых чисел 1, 2, 3, 4… Совокупность электронов с одинаковым значением n называется энергетическим уровнем. Наименьшую энергию имеют электроны первого от ядра энергетического уровня (n=1); с увеличением n энергия электрона и его удаленность от ядра возрастают. Состояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основным, или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными. Энергетические уровни обозначают буквами: Числовое значение n 1 2 3 4 5 6 7 Буквенное обозначение K L M N O P Q. На одном и том же энергетическом уровне могут находиться атомные орбитали различной формы, отличающиеся друг от друга по энергии. Поэтому энергетические уровни разделяются на подуровни. Энергию электрона на подуровне и форму атомной орбитали характеризует орбитальное квантовое число l. Значение l зависит от главного квантового числа: l принимает значения от 0 до (n–1), т. е. 0, 1, 2, 3… (n–1). В пределах данного энергетического уровня совокупность электронов, характеризующихся одинаковым значением l, называется энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами: Орбитальное квантовое число l 0 1 2 3 Обозначение энергетического подуровня s p d f. Таким образом, при l = 0, 1, 2, 3 электроны находятся соответственно на s-, p-, d-, f-подуровнях. При данном значении главного квантового числа n наименьшую энергию имеют электроны s-подуровня, затем p-, d-, f-подуровней. Электроны различных подуровней называют s-, p-, d-, 13 f-электронами. В этом случае говорят также о состояниях s-, p-, d-, f-электронов, или s-, p-, d-, f-атомных орбиталях. Число энергетических подуровней в уровне не должно быть больше главного квантового число n. Так, первый уровень (n=1) имеет один подуровень (s), второй уровень (n=2) – два подуровня (s и p), третий (n=3) – три (s, p, d), четвертый (n=4) – четыре (s, p, d, f). В оболочках атомов ныне известных элементов электроны застраивают на каждом уровне не более четырех подуровней. Уровни O (n=5), P (n=6), Q (n=7) содержат по четыре подуровня. Каждый подуровень составлен из орбиталей, количество которых определяется магнитными квантовым числом ml. Магнитное квантовое число ml определяет возможные ориентации орбитали в пространстве, связано с орбитальным квантовым числом и может принимать целочисленные значения от –l до +l, включая ноль. Определенному значению l соответствует (2l+1) возможных значений магнитного квантового числа. Число значений ml указывает на число атомных орбиталей в подуровне и число возможных направлений, по которым они могут ориентироваться в пространстве. Для s-подуровня l=0 и потому ml имеет единственное значение: ml =0. Таким образом, на s-подуровне имеется единственная s-орбиталь, которая расположена симметрично ядру атома. Для p-подуровня l=1 и ml приобретает три значения: –1, 0, 1, т. е. р-подуровень имеет три р-орбитали и они ориентированы по трем осям координат; d-подуровень (l=2) имеет пять значений ml: –2, –1, 0, 1, 2 и, следовательно, пять d-орбиталей, которые ориентированы по пяти разным направлениям; f-подуровень (l=3) имеет семь значений ml: –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3, т. е. семь f-орбиталей. Число ориентаций f-орбиталей равно семи. 14 Условно атомные орбитали АО обозначают в виде квадрата (квантовой ячейки) . Соответственно для s-подуровня имеется одна АО , для p-подуровня – три АО , для d-подуровня – пять АО , для f-подуровня – семь АО . Таким образом, электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням, удаленность которых от ядра характеризуется значением главного квантового числа n; уровни состоят из подуровней, число которых для каждого уровня не превышает значение n; в свою очередь, подуровень состоит из орбиталей, форма которых определяется значением орбитального квантового числа l, а количество задается числом значений магнитного квантового числа ml. Квантовые числа n, l, ml характеризуют орбиталь. Кроме движения вокруг ядра, электрон вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин». |