- •Конспект лекций*
- •Ведущий лектор:
- •1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •2. Основные сведения по теории строения атома.
- •Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- •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.
- •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.
- •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
- •Химическое и адсорбционное равновесие
- •Лекция 5. Растворы.
- •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
- •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.
- •Коллоидные растворы.
- •Общие свойства металлов
- •Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- •Алканы.
- •Непредельные углеводороды.
- •Нафтены ( циклопарафины ).
- •Ароматические углеводороды.
- •Список рекомендуемой литературы
4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
Реакции в растворах электролитов между ионами называются ионообменными. Смещение химического равновесия (иногда практически необратимо) ионообменных реакций в растворах электролитов происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования малорастворимых или летучих соединений, мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов (правило Бертолле):
Например:
Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓
Ba+2 + SO42- = BaSO4
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S↑
S2- + 2H+ = H2S
HCl + KOH = KCl +H2O
H++ OH- = H2 O
Cu(OH)2+ 4NH3 = [ Cu(NH3)4 ] (OH)2
Cu(OH)2 + 4NH3 = [ Cu(NH3)4 ]2++ 2OH-
Zn(OH)2 + 2KOH = K2[ Zn(OH)4]
Zn(OH)2+ 2OH- = [ Zn(OH)4]2-
5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
Большое значение в практической деятельности судомеханика имеет представление о гетерогенном равновесии в растворах электролитов, которое лежит в основе механизма накипеобразования при эксплуатации энергетических установок.
Подавляющее большинство электролитов обладает ограниченной растворимостью в воде. На практике часто встречаются гетерогенные системы, в которых осадок малорастворимого электролита находится в равновесии с насыщенным раствором этого электролита:
растворение
mK + nA
Осадок кристаллизация раствор
CaCl2 + H2SO4 CaSO4↓ + 2HCl
Ca2+ + SO42- CaSO4↓
раствор осадок
Произведение активностей ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита при заданной температуре есть величина постоянная и называется произведением растворимости ПР:
K = ПРKA = аа
Произведение растворимости как и константа равновесия зависит от природы электролита и от температуры, но не зависит от активности ионов в растворе.
Поскольку раствор малорастворимого соединения получается очень разбавленным, и взаимодействие ионов из-за их удаленности друг от друга практически отсутствует, коэффициент активности близок к единице, то активности ионов в растворе можно приравнять к их концентрациям, и произведение растворимости может быть записано в следующей форме:
ПРKA=[K]·[A]
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.
Часто вместо значений ПР применяют показатель растворимости рПР - отрицательный логарифм произведения растворимости, рПР= - lgПР.
Если произведение концентраций ионов электролита в растворе равно ПР, то раствор находится в равновесии с твердой фазой (осадком).
Когда [K]·[A]>ПР, равновесия нет при этих концентрациях, и из раствора будет выделятся твердая фаза (осадок).
Если же [K]·[A]<ПР, то снова нет равновесия, но раствор в этом случае ненасыщен относительно твердой фазы, и она будет переходить в раствор.
Под действием одноименного иона равновесие смещается по принципу Ле-Шателье в сторону образования осадка. Например:
CaSO4<=>Ca + SO4
осадок раствор
=
при введении дополнительного иона Ca в раствор, равновесие будет смещаться влево.
Этим объясняется повышенное накипеобразование при наличии, например, в котловой воде даже следов одноименных ионов, содержащихся в качестве примесей при различного рода нарушениях воднохимических режимов.