- •Изучаемые вопросы:
- •1. Предмет химии. Значение химии в изучении природы и развитии техники
- •2. Основные количественные законы химии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Литература
- •Лекция 2 (2 ч)
- •Тема 1. Строение вещества. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Изучаемые вопросы:
- •1.1. Современная модель строения атома
- •1.2. Квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодические свойства элементов
- •1.5. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 3 (2 ч)
- •Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами
- •Изучаемые вопросы:
- •2.1. Общая характеристика химической связи
- •2.2. Типы химической связи
- •2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий
- •2.4. Пространственная структура молекул
- •Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекция 4 (2 ч)
- •Тема 3. Агрегатное состояние вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •3.1. Общая характеристика агрегатного состояния вещества
- •3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
- •3.3. Характеристика жидкого состояния вещества
- •3.4. Характеристика твёрдого состояния
- •Характеристики некоторых веществ
- •3.5. Типы кристаллических решёток
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекции 5-6 (4 ч)
- •Тема 4. Энергетика химических процессов
- •Изучаемые вопросы:
- •4.1. Общие понятия термодинамики
- •4.2. Первый закон (начало) термодинамики. Внутренняя энергия системы. Энтальпия системы
- •4.3. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций
- •4.4. Закон Гесса и следствия из него
- •I путь.
- •II путь.
- •4.5. Основные формулировки второго закона (начала) термодинамики
- •4.6. Принцип работы тепловой машины. Кпд системы
- •4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
- •4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
- •Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 6-7 (4 ч)
- •Тема 5. Химическая кинетика и катализ
- •Изучаемые вопросы:
- •5.1. Понятие о химической кинетике
- •5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс
- •5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку
- •5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка
- •Поле интегрирования
- •5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса
- •5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 9 (2 ч)
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Изучаемые вопросы:
- •6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия
- •6.2. Константа химического равновесия
- •6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье
- •6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды
- •Правило фаз для воды имеет вид
- •6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 10-12 (6 ч)
- •Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
- •Изучаемые вопросы:
- •7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения
- •7.2. Общие свойства растворов
- •7.3. Типы жидких растворов. Растворимость
- •7.4. Свойства слабых электролитов
- •7.5. Свойства сильных электролитов
- •7.6. Классификация дисперсных систем
- •7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем
- •7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация
- •7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 13 (2ч)
- •Тема 8. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •8.1. Особенности обменных процессов
- •8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 9. Электрохимические системы
- •Изучаемые вопросы:
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента.
- •9.1. Общие понятия электрохимии. Проводники первого и второго рода
- •9.2. Понятие об электродном потенциале
- •9.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •9.5. Классификация электродов
- •9.6. Поляризация и перенапряжение
- •9.7. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.8. Коррозия металлов
- •Лекция 16 (2 ч)
- •Тема 10. Органические полимерные материалы
- •10.1. Методы получения полимеров
- •10.2. Строение полимеров
- •10.3. Свойства полимеров
- •10.4. Применение полимеров
- •Литература:
- •Лекция 17 (2 ч)
- •Тема 11. Химическая идентификация и анализ вещества
- •11.1. Качественный анализ вещества
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •11.2. Количественный анализ вещества. Химические методы анализа
- •11.3. Инструментальные методы анализа
- •Атомно-эмиссионная спектроскопия – группа методов анализа, основанных на измерении длины волны и интенсивности светового потока, излучаемого возбужденными атомами в газообразном состоянии.
- •Вопросы для самоподготовки:
- •Литература:
3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
Газы распространены в природе и находят широкое применение в технике. Их используют в качестве топлива, теплоносителей, сырья для химической промышленности, рабочего тела для выполнения механической работы (газовые турбины); газы являются физической средой для осуществления, газового разряда в трубках, их используют при сварке и резке металлов, при газовой химико-термической обработке металлических поверхностей, в некоторых биохимических процессах и т.д.
В технике находят применение свыше 30 различных газов. Особенно часто употребляемым является природный газ – почти чистый метан, а также воздух, представляющий смесь газов (в основном, азота и кислорода).
В физике, в физической химии и термодинамике часто употребляют термины «идеальный» и «реальный» газы. Идеальным называется газ, находящийся в таких условиях, при которых можно пренебречь силами взаимодействия между молекулами и собственным объемом молекул, который чрезвычайно мал по сравнению с общим объемом газа.
Существующий в природе газ называется реальным. Молекулы реальных газов обладают (хотя и очень малым) собственным объемом, который наряду с проявляющимися межмолекулярными силами сцепления и отталкивания необходимо учитывать при различного рода расчетах.
С повышением температуры газа расстояния между молекулами увеличиваются, в молекулярные силы взаимодействия ослабевают. При этом свойства реального газа приближается к свойствам идеального газа. Таким образом, идеальный газ является предельным состоянием любого вещества (твердого, жидкого и газообразного) при достаточно высокой температуре и низком давлении.
Физическое состояние газа определяется тремя параметрами: давлением (р), объемом (V) и температурой (Т). Эти величины связаны уравнением, получившим название уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейрона-Менделеева. Частная форма этого уравнения была дана французским ученым Б. Клапейроном (1834), а более удобный вариант уравнения состояния идеального газа предложил Д. И. Менделеев (1874):
(3.1)
где р – давление газа, Па;
V – объем газа, м3;
n – число молей газа;
R – молярная газовая постоянная, Дж/(мольК);
Т – абсолютная температура, К.
Число молей газа вычисляют, зная массу его m (г) и молярную массу:
. (3.2)
Абсолютной называется температура, выраженная в градусах термодинамической температурной шкалы. Нуль этой шкалы находится на 273,15 0С ниже нуля Международной практической шкалы и называется абсолютным нулем. Температуры по обеим шкалам могут быть выражены, соответственно, в градусах Кельвина (Т, К) и в градусах Цельсия (t, 0С). В расчетах пользуются простым соотношением:
Т = t + 273,15 (3.3)
Численное значение молярной газовой постоянной находят из уравнения (3.1), подставляя величину параметров для 1 моля газа, находящегося при нормальных условиях (t = 0 0С, р =101325 Па, V = 22,4 м3): R = 8,314 Дж/(мольК). Молярная газовая постоянная R имеет размерность энергии (работы), отнесенной к молю идеального газа при нагревании его на 1 градус.
Заменив n в уравнении (3.1), получим развернутую формулу уравнения состояния идеального газа:
. (3.4)
Уравнение состояния идеального газа широко применяется для вычисления параметров состояния газов (р, v или Т), а также при опытном определении молекулярных масс газообразных (парообразных) веществ на основе измерения m, р; V и Т газа (или пара).
Закон Бойля-Мариотта (1662): объем данной массы идеального газа при постоянной температуре изменяется обратно пропорционально давлению, под которым газ находится.
Аналитическое выражение закона имеет вид: при Т = сonst р1V1 = р2V2 или рV = const, т.е. произведение давления на объем данной массы газа есть величина постоянная при постоянной температуре. Константа в уравнении зависит от природы газа, его количества и температуры, но не зависит ни от объема, ни от давления. Графически закон Бойля-Мариотта изображается в виде изотермы (рис. 2 (а)).
Закон Гей-Люссака (1802): для данной массы идеального газа при постоянном давлении объем прямо пропорционален давлению.
Аналитическое выражение закона имеет вид: при р = сonst Т1V2 = Т2V1 или Т/V = const. Графически закон Гей-Люссака изображается в виде изобары (рис. 2 (б)).
Закон Шарля (1787): для данной массы идеального газа при постоянном объеме температура прямо пропорциональна давлению.
Аналитическое выражение закона имеет вид: при V = сonst Т1р2 = Т2р1 или Т/р = const. Графически закон Шарля изображается в виде изохоры (рис. 2 (в)).
Закон Авогадро (1811): в равных объемах различных газов при постоянной температуре находится одинаковое число частиц. Отсюда вытекают следствия: один моль любого газа содержит 6,025.1023 молекул и при нормальных условиях 1 моль газа занимает объем 22,4 дм3.
Законы идеальных газов не применяют для реальных газов, поскольку в реальных газах нельзя пренебречь силами взаимодействия между молекулами и объемом их молекул.
Т = сonst р = сonst V = сonst
р V р
V Т Т
Рис. 2. Графическое изображение газовых законов:
а – изотерма, б - изобара, в – изохора идеального газа
Поведение реальных газов при средних давлениях характеризует уравнение состояния, предложенное голландским ученым Ван-дер-Ваальсом (1873). В уравнение состояния для 1 кмоля идеального газа (3.1) Ван-дер-Ваальс ввел две поправки: p (величина, характеризующая силы межмолекулярного притяжения или внутреннее давление газа) и b (поправка на собственный объем молекул газа).
Поскольку силы притяжения действуют в одном и том же направлении с внешним давлением и стремятся как бы дополнительно сжать газ, то поправка p в уравнении имеет знак «плюс». Было установлено, что силы межмолекулярного притяжения возрастают прямо пропорционально квадрату плотности газа или обратно пропорционально квадрату его объема:
(3.5)
где a – коэффициент пропорциональности, учитывающий способность молекул данного вещества к взаимному притяжению (зависит от природы газа).
Величину объема самих молекул необходимо вычесть из общего объема газа. Поправка b равна учетверенному объему молекул и представляет собой тот предельный объем, до которого можно сжимать газ. Дальнейшее сближение молекул невозможно, так как этому начинают препятствовать возникающие огромные силы электростатического отталкивания. Таким образом, b учитывает как собственный объем молекул, так и силы отталкивания между ними при малых расстояниях. Для 1 кмоля газа
(3.6)
где 4/3r3 – объем одной молекулы (для шарообразной формы); NА – постоянная Авогадро. Итак, с учетом поправок уравнение состояния реального газа имеет вид
(p + p)(V – b) = RT или (3.7)
(p + )(V – r3NА) = RT (3.8)
Это уравнение отражает состояние реального газа наиболее точно в области средних давлений. Изотерма реального газа для низких температур изображена на рис. 3. На изотерме можно выделить три участка: AB, BC, CD. На участке AB малым изменениям объема V соответствуют большие изменения давления p. Это качественно характеризует жидкое состояние. На участке CD между объемом и давлением существует обратно пропорциональная зависимость, что характерно для газообразного состояния. Участок BC отвечает переходу газа в жидкость или жидкости в газ (пар). На опытных изотермах этот участок выражается прямой линией, параллельной оси объемов. S-образная часть кривой рассчитана по уравнению (3.8) и характеризует состояния вещества, большей частью нереализуемые на опыте.
P A
B C
D
V
Рис. 3. Изотерма реального газа
Свойства газовых смесей. В технике часто используются различные смеси газов. Многие из них являются хорошим газообразным топливом (природный, доменный, генераторный газы); некоторые служат ценным химическим сырьем и широко используются при синтезе ряда веществ (нефтяные газы, воздух, коксовый газ и др.). Если газовая смесь подчиняется законам идеальных газов, то она называется идеальной газовой смесью. Реальные газовые смеси отклоняются от идеальных газов тем сильнее, чем выше их плотность (ниже температура и выше давление).
Основным законом идеальных газовых смесей является закон Дальтона: общее давление газовой смеси, состоящей из газов, химически не взаимодействующих друг с другом (pобщ.), равно сумме парциальных давлений всех входящих в нее газов (p1, p2, p3,… pi):
pобщ. = p1 + p2 + p3 +…+ pi. (3.9)
Парциальное давление равно тому давлению идеального газа, которым он обладал бы, если бы занимал тот же объем, при той же температуре, что и газовая смесь. В смеси идеальных газов к каждому отдельному газу может быть применено уравнение состояния и законы идеального газа. Для газовых смесей в области высоких давлений и низких температур закон Дальтона становится неточным.