Выписка из плана учебного процесса

1 курс, 1 семестр, 18 недель

Лекции – 36 часов

Лабораторные занятия – 36 часов

Практические занятия – 0 часов

Самостоятельная работа студентов – 72 часа

Форма контроля – экзамен

Тематический план дисциплины

№ раздела дисцип-лины	Наименование раздела дисциплины	Лекции	Практи- ческие занятия	Лабора-торные работы
1	Введение	*		*
2	Классы неорганических соединений
3	Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов	*
4	Химическая связь и межмолекулярные взаимодействия	*
5	Элементы химической термодинамики	*
6	Химическая кинетика. Химическое равновесие. Катализ	*		*
7	Растворы. Реакции в жидком состоянии вещества	*		*
8	Коллоидные и дисперсные системы	*		*
9	Электрохимические процессы	*		*
10	Элементы органической химии	*		*
11	Химическая идентификация и анализ веществ.	*
12	химические свойства материалов, применяемых в строительстве	*

Введение

Предмет и задачи химии. Место химии в ряду фундаментальных наук. Значение дисциплины «Химия» для специальности 270800 – Строительство.

Классы неорганических соединений

По элементному составу химические вещества делятся на простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента: кислород О₂, фосфор Р₄, железо Fe.

Сложные вещества состоят из атомов разных элементов. По элементному составу сложные вещества принято делить на двухэлементные и многоэлементные.

Двухэлементные – соединения, состоящие из атомов двух элементов.

Оксиды – соединения общей формулы Э₂О_n, содержащие О^2–.

Безразличные (несолеобразующие) оксиды – не взаимодействуют с кислотами, щелочами и водой, не образуют солей: СО, NO, N₂O.

Солеобразующие оксиды:

А) Основные – оксиды металлов общей формулы Ме₂О и МеО (кроме BeO, SnO, PbO, ZnO). Они взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды и не реагируют с щелочами.

Б) Амфотерные – оксиды неактивных металлов: BeO, SnO, PbO, ZnO, Аl₂О₃, Cr₂O_3. Они взаимодействуют с кислотами и с щелочами с образованием соли и воды.

В) Кислотные – оксиды неметаллов и металлов d-элементов V, VI, VII групп в высших степенях окисления: SO₃, P₂O₅, CO₂, V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇. Они взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды и не реагируют с кислотами.

Галогениды – соединения, содержащие Hal^– :

• фториды СаF₂, HF, NaF;

• хлориды NaCl, BaCl₂, FeCl₃;

• бромиды AgBr, MgBr₂, AlBr₃;

• иодиды KI, CaI₂.

Сульфиды – соединения, содержащие S^2– : Na₂S, ZnS.

Нитриды – соединения, содержащие N^3– : Li₃N, Mg₃N₂.

Фосфиды – соединения, содержащие Р^3– : Na₃P, Ca₃P₂.

Карбиды – соединения, содержащие С^4– ,С^– : CaC₂, Al₄C₃.

Силициды – соединения, содержащие Si^4– : Mg₂Si, Ca₂Si.

Гидриды – соединения, содержащие Н^– : NaH, CaH₂.

Многоэлементные – соединения, состоящие из атомов трех и большего числа элементов. Многоэлементные соединения подразделяются на гидроксиды и соли.

Гидроксиды – соединения, в состав которых входит группа ОН. Они делятся на:

А) Основные – гидроксиды металлов общей формулы МеОН и Ме(ОН)₂ (кроме Be(OН)₂, Sn(OН)₂, Pb(ОН)₂, Zn(OН)₂), которые взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду и не реагируют с щелочами.

Б) Кислотные – гидроксиды неметаллов и металлов d-элементов V, VI, VII групп в высших степенях окисления, все кислородсодержащие кислоты:

HClO₄ – хлорная (соль – перхлорат),

HClO₃ – хлорноватая (соль – хлорат),

HClO₂ – хлористая (соль – хлорит),

HClO – хлорноватистая (соль – гипохлорит),

H₂SO₄ – серная (соль – сульфат),

H₂SO₃ – сернистая (соль – сульфит),

HNO₃ – азотная (соль – нитрат),

HNO₂ – азотистая (соль – нитрит),

H₃PO₄ – (орто)фосфорная (соль – фосфат),

H₂CO₃ – угольная (соль – карбонат),

H₂SiO₃ – кремневая (соль – силикат).

Кислотные гидроксиды взаимодействуют с щелочами образуя соль и воду.

В) Амфотерные – гидроксиды неактивных металлов: Be(OН)₂, Sn(OН)₂, Pb(ОН)₂, Zn(OН)₂, Аl(ОН)₃, Cr(OН)_3. Они не растворяются в воде, взаимодействуют с кислотами и с щелочами, образуя соль и воду.

Соли – соединения, в состав которых входит катион основания и анион кислоты.

А) Средние (нормальные) соли – образованы катионом металла и анионом кислоты, не содержат ионов Н⁺ и ОН^–, например:

Na₂CO₃ – карбонат натрия,

K₃PO₄ – фосфат калия,

FeCl₃ – хлорид железа (III),

NH₄NO₃ – нитрат аммония.

Б) Кислые соли – могут быть образованы анионом многоосновной кислоты в избытке кислоты или кислотного оксида, содержат ион Н⁺, в воде растворяются лучше, чем средние, могут взаимодействовать с щелочами с образованием средних солей:

Сa(НCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция,

K₂НPO₄ – гидрофосфат калия,

KН₂PO₄ – дигидрофосфат калия.

В) Основные соли – могут быть образованы многокислотными основаниями в щелочной среде, содержат ион ОН^–, в воде растворяются хуже, чем средние, могут взаимодействовать с кислотами с образованием средних солей:

FeОНCl₂ – гидроксохлорид железа (III) или хлорид гидроксожелеза (III),

Fe(ОН)₂Cl – дигидроксохлорид железа (III) или хлорид дигидроксожелеза (III).

Г) Двойные соли – содержат катионы разных металлов и анионы одной кислоты, например: KАl(SO₄)₂ – сульфат алюминия-калия,

NH₄Cr(SO₄)₂ – сульфат аммония-хрома (III).

Д) Смешанные соли – содержат катионы одного металла и анионы разных кислот, например, СаОСl₂ – хлорная известь (кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислот).

Основные понятия и законы химии

АТОМ  это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ  это вид атомов, характеризующийся определенными свойствами.

Атомы одного элемента отличаются от атомов другого массой, размерами и свойствами.

МОЛЕКУЛА  это наименьшая частица данного вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая его химическими свойствами.

Атомы и молекулы характеризуются определенной массой. Абсолютные значения массы атома и молекулы очень малы и неудобны для расчетов. Поэтому для измерения атомных и молекулярных масс применяют атомную единицу массы (а. е. м.).

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ  это 1/12 доля массы атома изотопа углерода ¹²С.

Например, абсолютная масса (m_a) атома углерода равна:

m_a(С) = 2,0 ^. 10^-23 г = 2,0 ^. 10^-26 кг

1/12 от этого числа равна: (2,0 ^. 10^-26)/ 12 = 1,66 ^. 10^-27 кг = 1,66 ^. 10^-24 г

Следовательно, 1 а. е. м. составляет 1,66 ^. 10^-24 г.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АТОМНАЯ МАССА ЭЛЕМЕНТА (A_r) – величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/ 12 массы углерода ¹²c.

Например: m_a(O) = 2,66 ^. 10 ^-23 г,

тогда A_r (О) = (2,66 ^. 10 ^-23) /(1,66 ^. 10^-24) = 16

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА (M_r)  величина, равная отношению средней массы молекулы вещества к 1/12 массы углерода ¹²c.

A_r и M_r  безразмерные величины.

Например: M_r (H₂SO₄) = 1 ^. 2 +32 ^. 1 + 16 ^. 4 = 98

КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА  это число структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и др.), образующих это вещество.

Единицей измерения количества вещества является моль ().

МОЛЬ ()  количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов и других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²c.

МОЛЯРНАЯ МАССА (M)  величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества , выражается в кг/моль или г /моль.

Численно молярная масса совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.

Например: M (NaCl) = 58,5 г /моль

M (Al) = 27 г /моль.

Масса вещества (m, г), количество вещества (, моль) и молярная масса (М, моль) взаимосвязаны между собой: M = m/

МАССОВАЯ ДОЛЯ ВЕЩЕСТВА ()  отношение массы данного вещества в системе к массе всей системы

 = m(вещества)/m(системы),

 выражается в долях от единицы или в %-х.

закон сохранения массы (Ломоносова-Лавуазье): масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, полученных в результате реакции.

Объясняется это тем, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, а происходит лишь их перегруппировка. Т. к. число атомов до реакции и после остается неизменным, то их общая масса так же не изменяется.

На основе данного закона производят расстановку коэффициентов в уравнениях, расчеты по уравнениям масс и зарядов.

Например. Какая масса осадка получится при взаимодействии 0,2 моль хлорида калия с избытком раствора нитрата серебра?

Дано:	Решение 0,2 моль m г KCl + AgNO3 = AgCl + KNO3 1 моль 143,5 г/моль 1 моль 143,5 г Из 1 моль KCl получается 143,5 г AgCl Из 0,2 моль KCl получается m г AgCl Ответ: масса осадка 28,7 г.
(KCl) = 0,2 моль
m(AgCl) = ?

закон постоянства состава вещества (Пруста)  каждое химически чистое вещество имеет постоянный состав независимо от способа его получения.

Например: Оксид кальция можно получить двумя способами:

а) 2Ca + O₂ = 2CaO

б) CaCO₃ ^t CaO + CO₂ 

Независимо от того, по какому уравнению получим CaO, в химически чистом оксиде массовая доля кальция составляет 71,4 %, а кислорода 28,6 %.

В настоящее время наряду с соединениями постоянного состава известны соединения переменного состава. Они встречаются среди веществ, имеющих кристаллическую структуру: оксиды (Э₂О_n), гидриды (ЭН и ЭН₂) , сульфиды (Э₂S_n) , нитриды (Э₃N_n) , карбиды (Э₄C_n) . силициды (Э₄Si_n) и др. Состав данных соединений зависит от условий их получения. Например, оксид ванадия (II) в зависимости от условий получения имеет состав от VO_0,9 до VO_1,3 .

Поэтому данный закон формулируется так: состав соединений молекулярной структуры (то есть состоящих из молекул) является постоянным независимо от способа получения; состав соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной, металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

закон авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро следует:

а) одинаковое число молекул разных газов при одинаковых условиях занимают один и тот же объем;

б) один моль любого газа (молярный объем V_m ) при нормальных условиях (н. у.) составляет 22,4 л/моль.

Н. у. - Т_о = 273 К , Р_о = 101,3 кПа .

Зная массу одного атома углерода (1,993 ^. 10^-26 кг), можно вычислить число атомов N_A в 0,012 кг углерода:

N_A = 0,012/(1,993 ^. 10^-26 ) = 6,02 ^. 10²³ моль^-1.

Это число называется постоянной Авогадро. Оно показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

_{Например. Вычислите объем 3 моль диоксида углерода.}

Дано:	Решение Vm = 22,4 л/моль V = Vm .  = 22,4 . 3 = 67,2 л Ответ: V(СО2) = 67,2 л.
(СО2) = 3 моль
V(СО2) = ?
m(О2) = ?

Вычислите массу кислорода, занимающего при н.у. объем 28 л.

Дано:	Решение M(О2) = 16. 2 = 32 г/моль ; ; . Ответ: m(О2) = 40 г.
V(О2) = 28 л
Vm = 22,4 л/моль
m(О2) = ?

Относительная атомная масса серебра равна 108. Определите массу одного атома серебра в граммах.

Дано:	Решение Молекулярная масса атома серебра численно равна относительной атомной массе, т. е. M(Ag) = Ar(Ag) = 108 г/моль 1 моль серебра содержит 6,02 . 1023 атомов, следовательно m (атома) = M(Ag)/NA = 108/6,02 . 1023 = 1,79 . 10-22 г
Ar (Ag) = 108
(Ag) = 1 атом
m(Ag) = ?

Сколько молекул содержится в 6,8 г сероводорода? Вычислите массу одной молекулы H₂S.

Дано:	Решение М(H2S) = 1 . 2 + 32 34 г /моль 1) Определяем количество вещества сероводорода в 6,8 г. (H2S) =m(H2S)/M(H2S) = 6,8/34 =0,2 моль 2) Определяем число молекул в 0,2 моль H2S N(H2S) = (H2S) . NA = 0,2 . 6,02 . 1023 =1,204 . 1023 молекул. 3) Определяем массу одной молекулы H2S m(молекулы) = M(H2S)/ NA = 34 /6,02 . 1023 =5,65. 10-23 г
m(H2S) = 6,8 г
(Ag) = 1 атом
N(H2S) = ? m(молекул) = ?

Плотности газов, измеренные при одинаковых условиях , относятся как их молярные массы.

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятого при тех же условиях) называется плотностью первого газа по второму:

 M₁ = M₂ ^. D

Обычно плотность газа определяют по отношению к самому легкому газу - водороду:

(т. к. М _H2 =1^. 2 = 2 г/моль) или по отношению к воздуху:

M = 29D_в .

Среднюю молекулярную массу воздуха вычисляют исходя из того, что воздух состоит из четырех объемов азота [M(N₂) = 28 г/моль] и одного объема кислорода [M(O₂) = 32 г/моль], т. е.

4 N₂ + O₂  М_в = = 28,8 г/моль  29 г/моль

Состав воздуха		Состав воздуха
	(об. %)		(об. %)
N2	78,03	СО2	0,03
O2	20,99	благородные(инертные) газы	~ 1
Ar	0,94

Например: Рассчитайте относительную плотность диоксида серы по воздуху.

Дано:	Решение Dв (SО2) = Mr(SО2)/ Mr(возд.) =64/29 = 2,21 Ответ: Dв (SО2) = 2,21, т. е. диоксид серы тяжелее воздуха в 2,21 раза.
Mr(возд.) = 29
Mr(SО2) = 64
Dв (SО2) = ?

Газ в 1,5 раза тяжелее воздуха. Найдите относительную молекулярную массу газа.

Дано:	Решение Mr (x) = D в(x) . Mr(возд.) = 1,5 . 29 = 44 Ответ: Mr (x) = 44
D в(x) = 1,5
Mr(возд.) = 29
Mr (x) = ?

Массы двух газов, взятых при одинаковых условиях, относятся как их молярные массы: