- •Конспект лекций*
- •Ведущий лектор:
- •1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •2. Основные сведения по теории строения атома.
- •Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- •3. Квантово-механическая модель атома водорода.
- •4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
- •5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
- •Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :
- •6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.
- •6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.
- •6.2. Структура периодической системы химических элементов.
- •Лекция 2. Химическая связь
- •1. Основные типы и характеристики химической связи
- •Энергия химической связи (кДж/моль) - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
- •2. Ионная связь
- •Метод валентных связей рассматривает молекулу как систему из суммы отдельных связей. Такое представление не характеризует химическую реакционную способность молекул с большим числом связей.
- •Сигма - связь (-) -это связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
- •Например, вследствие sp- гибридизации орбиталей атома углерода многие соединения (сн4, cCl4) имеют форму тетраэдра:
- •4. Металлическая связь
- •5. Основные виды межмолекулярного взаимодействия.
- •6. Донорно-акцепторное взаимодействие
- •7. Водородная связь.
- •Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.
- •1.Основные понятия термодинамики.
- •2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
- •3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
- •При нормальных температурах и незначительном изменении s:
- •4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
- •Химическая кинетика
- •Химическое и адсорбционное равновесие
- •Лекция 5. Растворы.
- •3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
- •4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
- •5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
- •Осадок кристаллизация раствор
- •6. Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
- •Лекция 6. Электрохимические процессы
- •1. Понятие об электродном потенциале
- •Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- •2. Гальванические элементы
- •3. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов
- •Пример 2 Уравнение
- •Электролиз. Законы фарадея
- •1) Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
- •2. Химическая и электрохимическая коррозия. Виды коррозии, встречающиеся в судовой практике.
- •Коллоидные растворы.
- •Общие свойства металлов
- •Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- •Алканы.
- •Непредельные углеводороды.
- •Нафтены ( циклопарафины ).
- •Ароматические углеводороды.
- •Список рекомендуемой литературы
Пример 2 Уравнение
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
в краткой ионной форме будет иметь следующий вид:
Mn7+O42- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
Из двух полуреакций окислительные свойства будет проявлять та из них, потенциал которой более положителен.
окисленная форма восстановленная форма
(I) Mn7+O42- + 8H+ + 5 Mn2+ + 4H2O, E0Mn7+/Mn2+ = 1,51 B
(II) Fe3+ + 1 Fe2+, E0Fe3+/Fe2+ = 0,77 B
Следовательно, при контакте система I выступит в качестве окислителя, а система II в качестве восстановителя. Иными словами, первая реакция протекает слева направо, т.е. ионы MnO4- восстанавливаются до ионов Mn2+, а вторая реакция протекает справа налево, т.е. ионы Fe+2 окисляются до ионов Fe3+.
Электролиз. Законы фарадея
Электролиз - процесс раздельного окисления и восстановления на электродах, осуществляемый при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.
При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую.
Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и электролита между ними. Продукты, выделяющиеся на электродах, могут вступать между собой в химическое взаимодействие, поэтому анодное и катодное пространство разделяют диафрагмой. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока. Электролиз подчиняется законам Фарадея.
При электролизе могут быть использованы активные (растворимые) и инертные (нерастворимые) аноды.
Активный анод окисляется и посылает в раствор собственные ионы, которые восстанавливаются на катоде. Например, при электролизе раствора СuSO4 с медным (растворимым) анодом происходят следующие реакции:
СuSO4 <=> Сu2+ + SO42-
Катод (-) Сu анод (+)
Сu2+ + 2ē → Сu° Сu° - 2ē → Сu2+
Активные аноды изготовляются из меди, серебра, цинка, никеля и других металлов.
В качестве инертных анодов обычно используют графит и платину. Инертный анод является лишь передатчиком электронов, а сам химически не изменяется.
Например, при электролизе расплава хлорида натрия с применением графитовых электродов происходят следующие химические реакции:
NaCl <=> Nа+ + Сlˉ
катод (-) анод (+)
Na+ + ē → Nao 2Clˉ - 2ē → С12
Суммарная реакция NаС1 → Nа + 1/2С12
Методом электролиза расплавленных солей в заводских условиях получают щелочные и щелочноземельные металлы (Мg, Nа, Li, К, Са, Ве), алюминий, а также газообразные хлор и фтор.
В следующем случае, при наличии в растворе нескольких типов катионов и анионов на катоде в первую очередь должны восстанавливаться те катионы, которым отвечает наиболее положительное значение электродного потенциала (Е°).
На аноде, соответственно, должны окисляться анионы с наиболее отрицательным значением электродного потенциала (Е°).
При электролизе водных растворов электролитов электродные процессы осложняются за счет конкуренции ионов (в электролизе могут участвовать ионы воды).
Н2О <=> Н+ + ОНˉ
Восстановительный процесс на катоде в водных растворах имеет следующие особенности: