Основные понятия и законы химии

3

ВВЕДЕНИЕ

В соответствии с учебным планом химия является одной из общеобразовательных дисциплин. Ее изучение как одной из важнейших фундаментальных наук необходимо для формирования у студентов целостного естественнонаучного мировоззрения.

Опираясь на полученные в школе химические знания, программа предусматривает дальнейшее углубление современных представлений в области химии, усвоение техники химических расчетов, приобретение навыков самостоятельного выполнения химических экспериментов.

Инженер должен обладать достаточными знаниями в области химии, поскольку это способствует развитию логического мышления, позволяет получить современное научное представление о веществе как одном из видов движущейся материи, о механизме и условиях превращения одних веществ в другие.

Без знания химии невозможно решение экологических сырьевых и энергетических проблем, которые в последние годы становятся все более актуальными.

Усвоение курса химии будет успешным только при систематической работе; изучение должно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач. Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.

Данные методические указания содержат набор задач различной степени сложности, что позволяет преподавателю дифференцированно подходить к проведению аудиторных занятий.

Следовательно, для успешной подготовки рекомендуется предварительно познакомиться с теоретическим материалом [2,3], проанализировать решение типовых задач [1,4,5], а также разобрать примеры решения задач, приведенные в данных методических указаниях.

5

1. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ПО КУРСУ «ОБЩАЯ ХИМИЯ»

Введение

Химия как часть естествознания. Предмет химии. Вещество. Виды химических реакций. Связь химии с другими науками. Химия и проблемы экологии.

Раздел 1. Основы строения вещества

1.1.Электронное строение атома и систематика химических эле-

ментов.

Кванто-механическая модель атома. Принцип Паули, правила Хунда и Клечковского. Строение многоэлектронных атомов. Периодическая система Д.И.Менделеева и изменение свойств элементов и их элементов. Окислитель- но-восстановительные свойства элементов.

1.2.Химическая связь.

Основные типы и характеристики связи. Ковалентная и ионная связи. Метод валентных связей. Гибридизация. Понятие о методе молекулярных орбиталей.

1.3. Типы взаимодействия молекул. Комплексные соединения.

Основные типы взаимодействия молекул. Силы межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акцепторное взаимодействие. Комплексные соединения. Комплексы. Комплексообразователи, лиганды, заряд и координационное число. Типы комплексных соединений. Понятие о теории кристаллического поля комплексных соединений.

1.4. Химия вещества в конденсированном состоянии.

Агрегатное состояние вещества. Твердое тело. Аморфное состояние вещества. Кристаллы. Металлическая связь и металлы. Химическая связь в полупроводниках и диэлектриках.

Раздел 2. Взаимодействие веществ

2.1. Элементы химической термодинамики.

Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимия. Термохимические законы и уравнения. Энтальпия и образование химических соединений. Энтропия. Энергия Гиббса и Гельмгольца. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Условия химического равновесия. Обратимые и необратимые реакции.

2.2. Химическое и фазовое равновесие.

Закон действующих масс. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Фазовое равновесие. Поверхностные явления.

2.3. Химическая кинетика.

Скорость гомогенных химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Энергия активации. Теория переходного комплекса. Гомогенный катализ.

Скорость гетерогенных химических реакций. Гетерогенный катализ.

2.4. Растворы.

Определение и классификация растворов. Растворы электролитов и неэлектролитов. Электролитическая диссоциация. Водородный показатель. Ионные реакции в растворах. Диссоциация комплексов. Константа диссоциации. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Ступенчатый и полный гидролиз.

2.5. Электрохимические процессы.

Окислительно-восстановительные реакции. Определение и классификация электрохимических процессов. Понятие об электродных потенциалах. Гальванический элемент. ЭДС и ее измерение. Стандартный электродный электрод и водородная шкала потенциалов. Уравнение Нернста. Поляризация. Потенциалы газовых, металлических и окислительновосстановительных электродов. Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выход по току. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами.

2.6. Коррозия. Защита металлов и сплавов от коррозии.

Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Коррозия под действием блуждающих токов. Методы защиты от коррозии. Легирование, электрохимическая защита, защитные покрытия. Изменение свойств коррозионной среды. Ингибиторы коррозии.

1.1.Перечень лабораторных работ

1.Скорость химических реакций.

2.Химическое равновесие.

3.Свойства водных растворов электролитов. Водородный показатель

среды.

4.Гидролиз солей.

5.Окислительно-восстановительные реакции. Марганец.

6.Электродвижущая сила и напряжение гальванического элемента.

7.Электролиз. Электрохимический эквивалент.

8.Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии.

9.Получение гальванопокрытий.

1.2.Перечень семинарских занятий

1.Строение атома.

2.Метод валентных связей. Гибридизация.

3.Комплексные соединения.

4.Энергетические характеристики химических процессов. Термохимические расчеты. (D H, S, G. Закон Гесса.)

5.Закон действующих масс. Константа равновесия.

6.Химическая кинетика. Катализ.

7.Способы выражения концентраций растворов. Их взаимный пересчет.

8.Электрохимические процессы.

9.Химия металлов. Металлы и сплавы.

2.ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

И УСЛОВНЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ

Предлагаются задачи по следующим темам курса общей химии.

1)Основные понятия и законы химии. Молярная масса. Моль. Вывод химических формул. Расчеты по химическим формулам. Расчеты по химическим уравнениям. Молярный объем газов. Эквивалент. Эквивалентная масса.

2)Концентрация растворов.

2.1. Основные теоретические положения

Формулы веществ показывают, какие элементы и в каком количестве входят в состав вещества. Различают формулы простейшие и молекулярные. Простейшая формула выражает наиболее простой возможный атомный состав молекулы вещества, соответствующий отношениям масс между элементами, образующими данное вещество. Молекулярная формула показывает действительное число атомов каждого элемента в молекуле.

Для вывода простейшей формулы вещества достаточно знать его состав и атомные массы образующих данное вещество элементов.

О т н о с и т е л ь н а я а т о м н а я м а с с а – масса атомов эле-

мента, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.). Обозначается Аr. Относительная атомная масса, или просто атомная масса, показывает, во

сколько раз масса атомов данного элемента больше 1/12 массы атомов углеро- да-12. Например,

где 1,674 10-27 кг и 1,993 10-26 кг – абсолютные массы водорода и углерода соответственно.

Значения Аr приводятся в периодической системе Д. И. Менделеева.

О т н о с и т е л ь н а я м о л е к у л я р н а я м а с с а – масса мо-

лекулы вещества, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.). Обозначается

Мr.

Молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех элементов, входящих в состав молекулы вещества. Она легко подсчитывается по формуле вещества.

Масса и количество вещества – понятия разные. Масса выражается в килограммах, граммах и т. д., а количество вещества – в молях.

М о л ь – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода-12 (12С).

Зная массу 1 атома углерода 12С: 1,993 10-26 кг, вычисляют число атомов NA в 0,012 кг углерода:

Число частиц в моле любого вещества одно и то же. Оно равно 6,02 1023 и называется постоянной Авогадро (обозначается NA). Очевидно, в 2 молях углерода будет содержаться 2 6,02 1023 атомов, в 3 молях – 3 6,02 1023 атомов и т. д.

Масса вещества, взятого в количестве 1 моль, называется молярной массой. Ее выражают в кг/моль и г/моль и обычно обозначают буквой М.

Х и м и ч е с к и е у р а в н е н и я изображаются посредством химических формул и химических знаков. Каждое уравнение состоит из двух частей, соединенных знаком равенства. В левой части пишут формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым. Правильно составленное уравнение является отражением основных стехиометрических законов и позволяет производить по нему различные количественные расчеты.

С т е х и о м е т р и я – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. ″Стехиометрия″ имеет смысл ″составная часть″ и ″измеряю″.

Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро.

З а к о н с о х р а н е н и я м а с с ы в е щ е с т в – масса веществ,

вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего – их количество остается неизменным до и после реакции. Поскольку атомы имеют постоянную массу и их количество в

результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остается постоянной. Закон является основой химического количественного анализа.

З а к о н п о с т о я н с т в а с о с т а в а – всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например, вода состоит из водорода и кислорода – качественный состав, причем по массе в воде содержится водорода 11,19 %, кислорода – 88,81 % − количественный состав. Независимо от способа получения чистая вода имеет приведенный состав.

Х и м и ч е с к и м э к в и в а л е н т о м э л е м е н т а (э) называ-

ется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Э к в и в а л е н т н а я м а с с а – масса 1 эквивалента вещества. Между эквивалентной массой (mэ), молярной массой атомов (А) и стехиометриче-

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах применимо и соединениям. Элементы взаимодействуют в строго определенных количественных отношениях. Так, 1 моль атомов водорода (1,0079 г) соединяется без остатка с 1 молем атомов хлора (35,453 г) или с 1 молем атомов натрия (22,9898 г). Эти массовые количества эквивалентны, равноценны между собой.

З а к о н э к в и в а л е н т о в – вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентным массам. Это означает: для того, чтобы вещества реагировали между собой без остатка, их надо брать в эквивалентных количествах.

ют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с массовым количеством другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

З а к о н п р о с т ы х о б ъ е м н ы х о т н о ш е н и й (Закон Гей-

Люссака) − объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам получающихся газообразных веществ как небольшие целые числа. Предполагается, что все объемы газов приведены к одинаковой температуре и давлению. Например, 1 л водорода соединяется с 1 л хлора, образуя 2л хлороводорода (объемные отношения 1:1:2).

З а к о н А в о г а д р о − в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия.