Курс лекций по химии для студентов i-го курса железнодорожных специальностей всех форм обучения Самара 2005 icon

Курс лекций по химии для студентов i-го курса железнодорожных специальностей всех форм обучения Самара 2005


2 чел. помогло.
Смотрите также:
Курс лекций для студентов 1 курса всех форм обучения специальностей 030504...
Курс лекций по отечественной истории для студентов заочной формы обучения...
Курс лекций для студентов специальностей 060800, 060500 всех форм обучения Бийск...
Концепция и анализ денежных потоков курс лекций для студентов экономических специальностей...
Методические указания и контрольные задания для студентов 1 курса железнодорожных специальностей...
Курс лекций предназначен для студентов всех форм обучения по специальности 092108, 092...
Курс лекций для студентов всех форм обучения Махачкала 2008...
Методические указания к лабораторной работе №76 по физике для студентов всех специальностей и...
Методические рекомендации по выполнению лабораторных работ для студентов всех форм обучения всех...
Методические указания к изучению курса «Политология» для студентов всех специальностей и всех...
Учебно-методическое пособие для студентов всех специальностей и всех форм обучения www...
Методические указания по выполнению лабораторной работы №7 для студентов 1-го курса дневной и...



Загрузка...
страницы:   1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   12
скачать
МИНИСТЕРСТВО ТРАНСПОРТА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО

ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ


САМАРСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ


Кафедра «Общая и инженерная химия»


Курс лекций по химии


для студентов I-го курса железнодорожных специальностей

всех форм обучения


Самара 2005

УДК 629.423.1.064.5


Курс лекций по химии для студентов I-го курса железнодорожных специальностей всех форм обучения. - Самара: СамГАПС, 2005. - 63 с.


Утверждено на заседании кафедры «14» октября 2005 г., протокол № 6.


Данное издание располагается на сайте академии.


Коллективом кафедры «Общая и инженерная химия» разработаны 12 лекций для изучения курса химии студентами железнодорожных специальностей I-го курса всех форм обучения. Содержание лекций соответствует государственному образовательному стандарту и требованиям высшей школы к обязательному минимуму содержания и уровню знаний выпускников высшей школы по циклу «Естественнонаучные дисциплины». Лекции составлены с учетом специфики железнодорожного вуза; кроме изложения основных положений теории химии имеются примеры решения задач.


Составители: Васильченко Лидия Михайловна;

Сеницкая Галина Борисовна;

Халикова Алла Викторовна;

Яковлев Виктор Михайлович


Рецензент: доктор хим. наук, профессор, зав. кафедрой аналитической

и экспертной химии Самарского государственного университета

Лобачев А.Л.


Подписано в печать 30.12.05. Формат 60х90 1/16.

Бумага писчая. Печать оперативная. Усл.п.л. 4.

Тираж 100 экз. Заказ № 204.


© Самарская государственная академия путей сообщения, 2005

Оглавление


Лекция №1. Основные понятия и законы химии…………………….. 4

Лекция №2. Основы химической термодинамики…………………… 12

Лекция №3. Строение атома…………………………………………… 17

Лекция № 4. Периодический закон Д. И. Менделеева ………………. 20

Лекция №5. Химическая связь строение молекул…………………….. 23

Лекция № 6. Кинетика химических реакций………………………….. 26

Лекция № 7. Растворы. Растворимость……………………………….. 30

Лекция № 8. Концентрация растворов………………………………… 32


Лекция № 9. Электролитическая диссоциация

электролиты и неэлектролиты…………………………. 38

Лекция № 10. Ионные реакции. Гидролиз ……………………………... 46

Лекция № 11. Окислительно-восстановительные реакции…………… 52


Лекция № 12. Полимеры……………………………………………….. 61


Лекция №1

^ ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ


Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.


Атомно - молекулярное учение.


1.      Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

 

2.      Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

 

3.      Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

 

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

 

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

 

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

 

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.



Массовое       
число   
Заряд   
ядра       

A
Z

Э          

63
29

Cu   и   

65
29

Cu;    

35
17

Cl   и   

37
17

Cl

 

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает,  атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

 

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

^ Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

 

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа  12C - основного изотопа природного углерода.

 

1 а.е.м = 1/12 • m (12C) = 1,66057 • 10-24 г

 

Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

 

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

 

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

 

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

 

Mг = mг / (1/12 mа(12C))

mr - масса молекулы данного вещества;

mа(12C) - масса атома углерода 12C.

 

Mг =  Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна  сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

 

Примеры.

 

Mг(B2O3) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70

 

Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) =
= 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 • 16 = 258

 

Абсолютная масса молекулы  равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

 

Количество вещества, моль.  Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается , измеряется в моль.  Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

 

Число Авогадро ди Кваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 • 1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль-1).

 

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

 

(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

 

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA

 

N(s) = (s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023

 

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

 

M = m / 

 

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

 

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.

 

M = NA • m(1 молекула)  = NA • Mг • 1 а.е.м. = (NA • 1 а.е.м.) • Mг = Mг

 

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2  2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.
^

 

Закон сохранения массы веществ


(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

 

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в  результате  химических  реакций  атомы  не исчезают и не возникают, а  происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс  разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате  чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась  пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение.  Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы m соотношением E = m • c2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению  массы на ~10-11 г и m практически не может  быть  измерено. В ядерных  реакциях, где Е в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, m следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.
^

 

Составление химических уравнений


 

Включает три этапа:

 

1.      Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "" :

 

HgO  Hg + O2

 

2.      Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

 

2HgO  2Hg + O2

 

3.      Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

 
^

Расчеты по химическим уравнениям


 

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции () называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.

 

= (mp / mт) • 100%

 

Если в условиях задач выход  продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

 

Пример 1

Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

 

Решение


CuO + H2  Cu + H2O

 

1.      Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu

 

2.      Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:

 

6,4 г –– 100% выход (теоретический)

Х г –– 82%

X = (8 • 82) / 100 = 5,25 г

 

Пример 2

Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?

 

Решение

a)     Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды

 

(WO3)= 1,0 - 0,3 = 0,7

m(WO3) = (WO3) • mруды = 0,7 • 33,14 = 23,2 г

 

b)     Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 порошком алюминия.

 

WO3 + 2Al  Al2O3 + W

 

При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO3 –– Х г W

 

X = (23,2 • 187) / 232 = 18,7 г  W

 

c)      Рассчитаем практический выход вольфрама

 

18,7 г  W –– 100%

12,72 г  W –– Y%

Y = (12,72 • 100) / 18,7 = 68%

 

Пример 3.

Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих  20,8 г  хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?

 

Решение.

BaCl2 + Na2SO4  BaSO4 + 2NaCl

 

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.

 

1.      Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

Обозначим количество г Na2SO–– X.

208 г (1моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г –– с Х г

 

X = (20,8  • 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4

 

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2 затратится 13,2 г Na2SO4, а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.

 

2.      Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль) BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г –– Y г

 

Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г

 
^

Закон постоянства состава


Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).

 

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

 

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

 

Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.

 

Массовая доля элемента (Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.

 

(Э) = (n • Ar(Э)) / Mr

 

Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую молекулярную формулу:

 

1.      Обозначают формулу соединения Ax By Cz

 

2.      Рассчитывают отношение X : Y : Z через массовые доли элементов:

 

(A) = (х • Ar(А)) / Mr(AxByCz)

(B) = (y • Ar(B)) / Mr(AxByCz)

(C) = (z • Ar(C)) / Mr(AxByCz)


X = ((A) • Mr) / Ar(А)

Y = ((B)  • Mr) / Ar(B)

Z = ((C)  • Mr) / Ar(C)


x : y : z = ((A) / Ar(А)) : ((B) / Ar(B)) : ((C) / Ar(C))

 

3.      Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.

 

4.      Записывают формулу соединения.

 
^

Закон кратных отношений


(Д.Дальтон, 1803 г.)

 

Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

 

N2O          N2O3          NO2(N2O4)          N2O5

 

Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5. 

^

Закон объемных отношений


(Гей-Люссак, 1808 г.)

 

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и  объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

 

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в  уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.


Примеры.

 

a)                                                                                                                     

2CO + O2  2CO2

 

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

 

b)     При синтезе аммиака из элементов:

 

n2 + 3h2  2nh3

 

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

 
^

Закон Авогадро ди Кваренья


(1811 г.)

 

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.

 

Закон справедлив только для газообразных веществ.

 

Следствия.

 

1.      Одно и то же число молекул различных газов при  одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.

 

2.      При нормальных условиях (0C = 273К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

 

Пример 1.

Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?

 

Решение.

Mg + 2HCl  MgCl2 + H2­

 

При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода; при растворении 4,8 г магния –– Х л водорода.

 

X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода

 

Пример 2.

3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным молекулярную массу хлора.

 

Решение.

Находим массу 22,4 л хлора

1 л––3,17 г  хлора

22,4 л–– Х г  хлора

X = 3,17 • 22,4 = 71 г

 

Следовательно, молекулярная масса хлора - 71.

 

Объединенный газовый закон - объединение трех независимых частных газовых законов: Гей-Люссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно записать так:

 

P1V1 / T1 = P2V2 / T2

 

И наоборот, из объединенного газового закона

при P = const (P1 = P2) можно получить

V1 / T1 = V2 / T2

(закон Гей-Люссака);


при Т= const (T1 = T2):

P1V1 = P2V2

(закон Бойля-Мариотта);


при V = const

P1 / T1 = P2 / T2

(закон Шарля).
^

Уравнение Менделеева – Клайперона



Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:

 

pV= (m / M) RT

 

где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль • К) или 0,082 л атм/(моль • К)).

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.

 

Пример.

Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода (II) массой 84 г?

 

Решение.

Количество моль CO равно:

(CO) = m(CO) / M(CO) = 84 / 28 = 3 моль

Объем CO при н.у. составляет

3 • 22,4 л = 67,2 л

 

Изобъединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

 

(P • V) / T = (P0 V0) / T2

 

Следует

V(CO) = (P0 • T • V0) / (P • T0) = (101,3 • (273 + 17) • 67,2) / (250 • 273) = 28,93 л

 

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее (или легче) 1 моля другого газа.

 

DA(B)=(B)(A) = M(B) / M(A)

 

Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

 

Mср = (m1 +.... + mn) / (1 +.... + n) = (M1 • V1 + .... Mn • Vn) / (1 +.... + n)

 

Пример1.

Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна его плотность по воздуху (Мср.=29).

 

Решение.

DH2 = Mв-ва / MH2 = Мв-ва / 2


Мв-ва= 2DH2 = 34


Dвозд = Mв-ва / Mвозд. ср = 34 / 29 = 1,17


Пример2.

Определите плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если массовые доли компонентов составляли 15, 50 и 35% соответственно.

 

Решение.

Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / Mвозд. = Мсмеси / 29


Mсмеси = (15 • 28 + 50 • 40 + 35 • 44) / 100 = (420 + 2000 + 1540) / 100 = 39,6


Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / 29 = 39,6 / 29 = 1,37


Лекция №2.

Основы химической термодинамики


С помощью ядерных реакций были получены изотопы многих химических элементов и ядра всех химических элементов с порядковыми номерами от 93 до 110.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре идет в обратном направлении, т.е. с поглощением теплоты. Здесь появляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), уменьшению ∆Н, с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации) увеличению ΔS. Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая растет с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величена, которую называют энтропией.

Энтропия (S), так же как внутренняя энергия (U), энтальпия (H), объем (V) и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении систем суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и др. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и др. – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ΔS) зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояния и не зависит от пути процесса ΔS= S1- S2.

Если S2 > S1, ΔS > 0.

Если S2 < S1, ΔS < 0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ≈ ТΔS. Энтропия выражается в Дж/моль∙К. Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремление к упорядочению (Н) и стремление к беспорядку (ТS). При постоянных р и Т общую движущую силу процесса, которую обозначают ΔG, можно найти из соотношения

ΔG = (H2 – H1) – (TS2 – TS1) = ΔH – TΔS;


ΔG = ΔH – TΔS.


Величена G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гоббса. Итак, мерой химического сродства является убыль G потенциала или ΔG, которая зависит от природы вещества, его количества и температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому



Самопроизвольно протекают процессы, которые идут в сторону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ΔG. Если ΔG < 0, процесс принципиально осуществим, если ΔG> 0 – процесс самопроизвольно происходить не может. Чем меньше ΔG, тем сильнее стремление к протекании данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ΔG = 0 и ΔH = TΔS.

Из соотношения ΔG = ΔH – TΔS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ΔH>0 (эндотермические). Это возможно, когда ΔS>0, но │ТΔS│>│ΔH│, тогда ΔG<0. С другой стороны, экзотермические реакции (ΔH<0) самопроизвольно не протекают, если процесс при ΔS<0.

Пример: На основании стандартных теплот образовании и абсолютных стандартных энтропий веществ вычислите ΔG0298 реакции, протекающей по уравнению

СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г)

Решение: ΔG0 = ΔН0 – ТΔS0; ΔH и ΔS – функции состояния, поэтому

ΔH0х.р. = ΣΔH0прод - ΣΔH0исх;

ΔS0х.р. = ΣΔS0прод - Σ∆S0исх.

* Стандартные энтальпии, энтропии и изобарно-изотермические потенциалы веществ имеются в таблицах.

ΔH0х.р. = (- 393,51 + 0) – (-110,52 – 285,84) = +2,85 кДж;

ΔS0х.р = (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) = + 76,39 = 0,07639 кДж/моль∙К;

ΔG0 = +2,85 – 298(0,07639)= - 19,91 кДж.

1.      Атомы химических элементов имеют сложное внутреннее строение.

 

2.      В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

 

3.      Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре атома(масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).

 

4.      Вокруг ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны. Их число равно заряду ядра. Поэтому атом в целом - электронейтрален.

 
^

Ядро атома


 

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны). Число протонов в ядре атома элемента строго определено - равно порядковому номеру элемента в периодической системе - Z. Число нейтронов в ядре атомов одного и того же элемента может быть различным - A - Z (где А - относительная атомная масса элемента; Z - порядковый номер).

^ Заряд ядра атома определяется числом протонов. Масса ядра определяется суммой протонов и нейтронов.

 

Изотопы


 

Изотопы - разновидности атомов определенного химического элемента, имеющие одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. Обладают ядрами с одинаковым числом протонов и различным числом нейтронов, имеют одинаковое строение электронных оболочек и занимают одно и то же место в периодической системе химических элементов.

Относительные атомные массы элементов, приводимые в периодической системе - есть средние массовые числа природных смесей изотопов. Поэтому они и отличаются от целочисленных значений.

 

Пример.

Природный таллий (ат.н.81, ат. масса 204,383) состоит из двух изотопов:


таллий – 203

203
81

Tl (81

1
1

p;  122

1
0

n) - 29,5%


таллий - 205

205
81

Tl (81

1
1

p;  122

1
0

n) - 70,5%

 

Средняя атомная масса таллия равна:

 

Aср.(Tl) = (0,295 • 203 + 0,705 • 205) / 2 = 204,383

 

Изотопы водорода имеют специальные символы и названия:



1
1

H - протий; 

2
1

D - дейтерий; 

3
1

T - тритий.

 

Химические свойства изотопов одного элемента одинаковы. Изотопы, имеющие одинаковые массовые числа, но различные заряды ядер, называются изобарами



(

40
18

Ar,  

40
19

K  и   

40
20

Ca;     

112
48

Cd  и  

112
50

Sn).

 

Радиоактивность


 

Радиоактивность - самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием элементарных частиц или ядер (например, α- частиц).

Радиоактивность, проявляемая природными изотопами элементов, называется естественной радиоактивностью.

Самопроизвольный распад ядер описывается уравнением: mt = m0 • (1/2)t / T1/2 где mt и m0 - массы изотопа в момент времени t и в начальный момент времени; Т1/2 - период полураспада, который является постоянным для данного изотопа. За время Т1/2 распадается половина всех ядер данного изотопа.

 

Основные виды радиоактивного распада.

 

-  распад.    Сопровождается потоком положительно заряженных ядер атома гелия 42Не (- частиц) со скоростью 20000 км/с. При этом заряд Z исходного ядра уменьшается на 2 единицы (в единицах элементарного заряда), а массовое число А - на 4 единицы (в атомных единицах массы).

 

Z' = Z – 2

A' = A – 4

                                

т.е. образуется атом элемента, смещенного по периодической системе на две клетки влево, от исходного радиоактивного элемента, а его массовое число на 4 единицы меньше исходного.



226
82

Ra    

222
80

Rh + 

4
2

He

 

- распад. Излучение ядром атома потока электронов со скоростью 100'000 - 300'000 км/с. (Электрон образуется при распаде нейтрона ядра. Нейтрон может распадаться на протон и электрон.) При - распаде массовое число изотопа не изменяется, поскольку общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1. (Химический элемент смещается в периодической системе на одну клетку вправо, а его массовое число не изменяется)



234
90

Th    

234
91

Po + 

0
-1

e

 

- распад. Возбужденное ядро испускает электромагнитное излучение с очень малой длиной волны и высокой частотой, обладающее большой проникающей способностью, при этом энергия ядра уменьшается, массовое число и заряд остаются неизменными. (Химический элемент не смещается в периодической системе, его массовое число не изменяется и лишь ядро его атома переходит из возбужденного состояния в менее возбужденное).

Ядерные реакции - превращения ядер, происходящие при их столкновении друг с другом или с элементарными частицами. Первая искусственная ядерная реакция была осуществлена Э.Резерфордом (1919 г.) при бомбардировке ядер азота - частицами:



14
7

N + 

4
2

He    

17
8

O + 

1
1

H



Лекция №3.

^ СТРОЕНИЕ АТОМА

 

При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства.

 

Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Благодаря волновым свойствам электроны в атоме могут иметь только строго определенные значения энергии, которые зависят от расстояния до ядра. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Он содержит строго определенное число электронов - максимально 2n2. Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня.

 
^

Квантовые числа электронов


 

Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси.

 

^ Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.

 

Пример.

Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит n = 5. В его атоме электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5).

 

^ Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l - подуровнем.

 

Для

l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера

l=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель

l=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы

f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы

 





S - орбиталь

Три p – орбитали

 



Пять d – орбиталей

 

На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = (n - 1) = 0. Форма обитали - сферическая; на первом энергетическом только один подуровень - 1s. Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l =  1, p- орбиталь - гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня - 2s и 2p. Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь - гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, d- орбиталь сложной формы.

Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня - 3s, 3p и 3d.

 

^ Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.

Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве.

Для p- орбитали (l = 1) - три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1.

Для d- орбитали (l = 2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2.

Таким образом, на s- подуровне - одна, на p- подуровне - три, на d- подуровне - пять, на f- подуровне - 7 орбиталей.

 

^ Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.

 
^

Принципы заполнения орбиталей


 

1.                  Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

 

2.                  Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

 

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d  4f < 6p < 7s.

 

  1. Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.



 
^

Полная электронная формула элемента


 

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

 

1)     Главное квантовое число n минимально;

 

2)     Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально);

 

3)     Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского);

 

4)     В пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее число неспаренных электронов (правило Хунда).

 

5)     При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

 
^

Полная электронная формула элемента


 

Пример.

Цезий (Сs) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. Cоблюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

 

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1


Лекция № 4.

^ ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА


 

"Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса".

 

Современная формулировка:

 

"свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов".

 
^

Физический смысл химической периодичности


 

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

 

Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

 

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.

 

Группа

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

(кроме инертных газов)

Высший оксид

Э2О

ЭО

Э2О3

ЭО2

Э2О5

ЭО3

Э2О7

ЭО4

Гидрат высшего оксида

ЭОН

Э(ОН)2

Э(ОН)3

Н2ЭО3

Н3ЭО4

Н2ЭО4

НЭО4

Н4ЭО4

 

Для элементов главных подгрупп   общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) - нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты.

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:

 



 

Пример


На основании периодической таблицы охарактеризуйте химические элементы с порядковыми номерами 21 и 34.

Для характеристики химического элемента по периодической системе Д.И.Менделеева следует рассмотреть:

 

1.      Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса).

 

2.      Строение атома (заряд ядра; состав ядра - количество протонов p11, нейтронов n01 и электронов ē; число энергетических уровней и подуровней; написать формулу электронной конфигурации; квантовые ячейки; по числу и характеру валентных электронов определить тип элемента).

 

3.      Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида; водородных соединений).

 

4.      Сравнить с соседями (по периоду, по группе).

 

a)     Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома элемента (скандия): 6521Sc – +21; число протонов p11: 21Sc – 21 p11; число электронов ē: 21Sc – 21ē; число нейтронов n01 = Ar – Z = 65 – 21 = 44 – 44n10

Формула состава атома

 

6521Sc (

21p11; 44n10

; 21ē)

 

состав ядра

 

 

Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней - 4.

Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны будут находится на 4s- и 3d-подуровнях.

 

Электронная формула скандия

 

21Sc

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d1 4s2

 

[Ar]

 




оставить комментарий
страница1/12
Дата12.10.2011
Размер0,91 Mb.
ТипДокументы, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

страницы:   1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   12
плохо
  1
средне
  1
отлично
  3
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

наверх