- •Конспект лекций*
- •Ведущий лектор:
- •1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •Химический элемент и периодический закон д.И. Менделеева.
- •2. Основные сведения по теории строения атома.
- •Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживается в их спектрах поглощения и испускания. Атомные спектры имеют линейчатый характер (рис. 2) .
- •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.
- •Периодичность свойств 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.
- •2.1. Основные понятия химической термодинамики.
- •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
- •Понятие о скорости химической реакции.
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
- •Понятие об энергии активации.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Катализ.
- •Химическое и адсорбционное равновесие
- •Химическое равновесие.
- •Адсорбционное равновесие.
- •Лекция 5. Растворы.
- •Типы растворов. Термодинамические факторы процесса растворения. Способы выражения концентрации растворов.
- •Законы идеальных растворов. Растворы неэлектролитов и электролитов.
- •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
- •Понятие о стандартном электродном потенциале.
- •Понятие о стандартном окислительно-восстановительном потенциале. Направление окислительно-восстановительных процессов
- •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.
- •5. Рациональное конструирование, предусматривающее такие решения, которые при эксплуатации металлических сооружений сводили бы к минимуму коррозию.
- •1. Определить степень окисления железа в комплексе [Fe(cn)6]4'. Напишите его название.
- •Природа химической связи в комплексах. Структура и свойства комплексных соединений
- •Вопросы для самоконтроля
- •Вопросы для самоконтроля
- •Общие свойства металлов
- •Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- •Свойства металлов с валентными s-электронами
- •Свойства элементов с валентными
- •Полимеры, применяемые на морском флоте.
- •Углеводороды нефти.
- •Алканы.
- •Непредельные углеводороды.
- •Нафтены ( циклопарафины ).
- •Ароматические углеводороды.
- •Список рекомендуемой литературы
Периодичность свойств химических элементов.
Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы.
Рассмотрим периодичность изменения некоторых свойств химических элементов.
Энергия ионизации атома Еи (кДж/моль) - это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома.
Энергия ионизации атома зависит от его электронной конфигурации. Она возрастает по периоду. Наименьшие значения энергии ионизации имеют s-элементы (щелочные металлы), находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации обладают р-элементы (благородные газы), находящиеся в конце периода.
В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.
Сродство атома к электрону Eе (кДж/моль) - это энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион.
Сродство атома к электрону зависит от электронной конфигурации атома.
Наибольшим сродством к электрону обладают рэлементы VlI группы.
Сродства к электрону не проявляют атомы с конфигурацией s2 (Be, Mg, Ca) и s2р6 (Ne, Ar, Kr) или наполовину заполненные рподслоем (N, P, As).
Понятие электроотрицательности (ЭО) введено для характеристики способности атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении.
Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, это понятие является условным. Тем не менее оно полезно для качественного объяснения химической связи и свойств соединений.
Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р.Малликену электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону.
В шкале электроотрицательностей, по Полингу, электроотрицательность фтора равна четырем.
В периодах наблюдается тенденция роста электроотрицательности элементов, а в подгруппах её падения. Наименьшими значениями электроотрицательности характеризуются s-элементы I группы, а наибольшими – р-элементы VII группы.
За радиус атома условно принимается теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности (орбитальный радиус атома) или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах (эффективные радиусы атомов).
Изменение атомных и ионных радиусов в периодической системе носит периодический характер.
В периодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра, в общем, уменьшаются. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного слоя.
В больших периодах в пределах семейств d и fэлементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов (d и f сжатие).
В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов, в общем, увеличиваются.