Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Учебно-методическое пособие
.pdf
Министерство образования и науки Российской Федерации
Уральский федеральный университет
имени первого Президента России Б. Н. Ельцина
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Рекомендовано методическим советом УрФУ в качестве
учебно-методического пособия для студентов, обучающихся
по программе бакалавриата по направлению подготовки
150700.62 «Машиностроение» и 150400.62 «Металлургия»
Екатеринбург
Издательство Уральского университета
2013
УДК 54(075.8)
ББК 24я 73/Н64
О-28
Составители: М. И. Пантюхина, О. А. Неволина, Е. А. Никоненко,
Л. М. Бабушкина
Рецензенты: начальник кафедры химии и процессов горения доц.,
канд. тех. наук С. Н. Пазникова (Уральский институт Государственной противопожарной службы МЧС России);
старший научный сотрудник Института высокотемпературной электрохимии УрО РАН канд
. хим. наук Э. Г. Вовкотруб
Научный редактор доц., канд. хим. наук Е. В. Никитина
Общая химия : учебно-методическое пособие / сост. М. И. Пантюхина [и др.]. – Екатеринбург: Изд-во Урал. ун-та, 2013. – 92 с.
ISBN 978-5-7996-1055-5
Даны краткие теоретические сведения по основным темам курса, к которым приведены вопросы для самоконтроля. Учебно-методическое пособие предназначено для студентов дневной формы обучения I курса специальностей: 150700 «Машиностроение», 150400 «Металлургия».
Библиогр.: 6 назв. Рис. 2. Табл. 6. Прил. 2.
УДК 54(075.8)
ББК 24я 73/Н64
ISBN 978-5-7996-1055-5 © Уральский федеральный
университет, 2013
О-28
ОГЛАВЛЕНИЕ
1. СТРОЕНИЕ АТОМА. ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА
АТОМОВ…………………………………………………………..
5
1.1. Основные характеристики энергетического состояния
электронов в атоме………………………………………………
5
1.2. Электронные формулы……………………………………..
8
1.3. Возможности определения свойств элементов…………...
9
2. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ……...
10
2.1. Термодинамический метод рассмотрения химических
процессов………………………………………………………...
10
2.2. Химическое равновесие……………………………………
12
2.3. Константа химического равновесия……………………….
13
2.4. Принцип Ле Шателье………………………………………
14
3. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ…………………
16
3.1. Оксиды………………………………………………………
16
3.2. Кислоты……………………………………………………..
17
3.3. Основания…………………………………………………...
19
3.4. Соли…………………………………………………………
21
4. ЭЛЕКТРОЛИТЫ………………………………………………..
23
5. КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ…………………………......
25
6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ…………………………………………….
26
7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
(ОВР)………………………………………………………………..
27
7.1. Степень окисления. Окислители и восстановители……...
28
7.2. Составление уравнений окислительновосстановительных реакций……………………………………
29
8. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ…………………………...
32
9. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ
И РАСТВОРАМИ ЩЕЛОЧЕЙ И КИСЛОТ……………………..
34
9.1. Взаимодействие металлов с растворами кислот………….
34
9.2. Взаимодействие металлов с водой………………………...
36
9.3. Взаимодействие металлов с водными растворами
щелочей…………………………………………………………..
37
10. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ………………………………….....
38
11. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ…………………………………
39
3
4
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ……………………………..
42
Тема 1. Строение атома…………………………………………
42
Тема 2. Закономерности химических процессов…………..….
43
Тема 3. Классы неорганических веществ……………………...
47
Тема 4. Растворы электролитов………………………………...
49
Тема 5. Концентрации растворов………………………………
52
Тема 6. Гидролиз солей…………………………………………
60
Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции………….
62
Тема 8. Гальванический элемент……………………………….
66
Тема 9. Взаимодействие металлов с кислотами, водой
и растворами щелочей…………………………………………..
69
Тема 10. Электрохимическая коррозия металлов……………..
72
Тема 11. Электролиз растворов………………………………...
74
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК……………………...…......
77
ПРИЛОЖЕНИЕ 1…………………………..……………………...
78
ПРИЛОЖЕНИЕ 2…………………………..……………………...
87
4
5
1. СТРОЕНИЕ АТОМА.
ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ
1.1. Основные характеристики энергетического состояния
электронов в атоме
Все известные элементы классифицированы в Периодической
системе Д. И. Менделеева, которая состоит из семи периодов
(13 малые, 47 большие), восьми групп. Каждая группа разделена
на главную и побочную подгруппы. Главная (а) подгруппа содержит
элементы малых и больших периодов, а побочная (б) – только больших (табл. П.1.1).
Химические свойства элементов определяются количеством и
состоян
ием электрон
ов в атоме, т. е. электронным строением атома.
Состояние электронов в атоме характеризуют квантовые числа:
n – главное квантовое число, характеризует энергию электрона,
а также размеры орбиталей. Орбиталь – та часть пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона. Главное квантовое
число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Электроны, имеющие одинаковое зн
ачение n, об
разуют квантовый слой
(оболочку) или уровень энергии. Количество квантовых слоев совпадает с номером периода, в котором находится элемент;
l – орбитальное (побочное) квантовое число (табл. 1), характеризует
энергию электрона в зависимости от формы орбитали, принимает целочисленные значения: 0, 1, 2, 3, 4, …, (n – 1).
Каждый энергетический уровень состоит из подуровней с одинаковым значением орбитального квантового числа. Подуровни
имеют буквенные обозначения.
Орбиталь
ное квантовое число, l 0 1 2 3
Обозначение подуровня s p d f
m
l
– магнитное квантовое число (табл. 1) описывает ориентацию
орбитали в пространстве и зависит от орбитального квантового
числа l. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от – l до + l, включая 0.
Условно энергетические подуровни (см. рис. 1) изображают
в виде квантовых ячеек: для s-орбитали одна квантовая ячейка (),
для p-орбитали – три (), для d – пять (), для f – семь
().
m
S
– спиновое квантовое число.
5
6
Таблица 1
Возможные значения орбитального, магнитного квантовых чисел
и соответствующее им число орбиталей
Орбитальное
квантовое число l
Магнитное квантовое
число m
l
Число орбиталей с данным значением l
0 0 1
1 –1, 0, +1 3
2 –2 , –1, 0, +1, +2 5
3 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 7
Рис. 1. Пространственное изображение s-, p-, d- и f-орбиталей
Элементарные частицы, в частности протоны, нейтроны и электроны,
обладают собственным моментом импульса. Проекция собственного
момента импульса на выделенное направление может принимать для
них лишь два значения:
6
7
22
1 h
и
22
1 h
или
2
h
m
S
,
где h – постоянная Планка; m
S
– спиновое квантовое число:
m
S
=
1
.
2
Графически это изображается антипараллельными стрелками в квантовой ячейке ↑↓.
Заполнение подуровней электронами происходит в соответствии
с принципом Паули, принципом наименьших энергий и правилом
Гунда.
Принцип Паули. В 1925 г. В. Паули сформулировал принцип:
в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями
всех четырех квантовых чисел.
Из принципа Паули следует, чт
о максимальное чис
ло электро-
нов на энергетическом уровне определяется по формуле N
max
= 2n2.
Количество электронов на подуровнях находят по формуле L
max
=
= 2(2l + 1). В табл. 2 и 3 приведены максимальные количества элек-
тронов на первых четырех энергетических уровнях и их подуровнях.
Таким образом, любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется определенными значениями квантовых чисел n, l, m и s.
Таблица 2
Значения квантовых чисел и электронная формула уровня
Главное
квантовое число n
(номер
уровня)
Максимальное
количество
электронных
состояний на
энергетическом уровне
N
max
Орбитальное (побочное)
квантовое
число l
Максимальное
количество
электронных
состояний на
энергетическом подуровне L
max
Электронная
формула
уровня
s p d f s p d f
1 2 0 – – – 2 – – – 1s2
2 8 0 1 – – 2 6 – – 2s22p6
3 18 0 1 2 – 2 6 10 – 3s23p63d10
4 32 0 1 2 3 2 6 10 14 4s
24p64d104f14
7
8
Таблица 3
Строение атома по Бору
Строение
атома
Энергетические уровни n
1 2 3 4
)
))
)))
))))
Энергетические
подуровни
s s p s p d s p d f
Принцип наименьших энергий. Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей. Последовательность
заполнения электронами энергетических уровней и подуровней
в многоэлектронных атомах имеет вид 1s < 2s < 2p < 3s < 3p <4s < 3d <
< 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d ≈ 5f < 7p:
● электроны в пределах подуровня стремятся занять наибольшее чис-
ло свободных орбиталей (квантовых ячеек);
● каждая орбиталь может быть занята не более чем двумя электрона-
ми с антипараллельными спинами.
Правило Клечковского. Детализирует принцип наименьшей
энергии: заполнение подуровней электронами происходит в порядке
возрастания суммы (n + l); если для двух подуровней сумма (n + l)
одинакова, то в первую очередь заполняется подуровень с меньшим
значением n.
Правило Гунда. Определяет порядок заполнения электронных
орбитал
ей
данного подуровня электронами. Суммарное спиновое
квантовое число электронов данного подуровня должно быть максимальным.
1.2. Электронные формулы
Электронной структурой атома элемента называют распре-
деление электронов в атоме по квантовым слоям и орбиталям. Существует два условных способа изображения электронных структур
атомов: в виде электронных формул и в форме квантовых ячеек.
В электронных формулах атомов элементов цифрой обозначают
квантовый слой (энергетический уровень), латинской буквой – орби-
Ядро (N+)
8
9
таль (энергетический подуровень), надстрочным индексом – число
электронов на данной орбитали. Например, электронная формула
атома натрия –
11
Na 1s22s22p63s1. В форме квантовых ячеек целесооб-
разно записывать распределение валентных электронов – электро-
нов, участвующих в образовании химической связи.
Электронные структуры атомов связаны с положением элемента
в периодической системе. Периодическая система элементов является
отражением Периодического закона Д. И. Менделеева, современная
формулировка которого такова: свойства элементов, а также формы и
свойства их соединений находятся в пе
риод
ической зависимости от
заряда ядра атомов элементов.
При составлении электронных формул атомов элементов следует
иметь в виду следующие положения:
порядковый номер элемента равен общему числу электронов в атоме
(сумме верхних индексов в электронной формуле), т. е. у каждого последующего элемента на один электрон больше, чем у предыдущего;
номер периода соответствует номеру энергетиче
ских уровней;
номер группы, как правило, показывает число валентных электро-
нов;
распределение электронов по подуровням происходит в порядке
возрастания их энергии.
Примеры электронных формул:
17
Cl 1s22s22p63s23p5 (элемент 3-го
периода, VII группы, главной подгруппы, подчеркнуты валентные
электроны);
41
Nb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d35s2 (элемент 5-го периода, V группы,
побочной подгруппы).
1.3. Возможности определения свойств элементов
Физической основой периодического изменения химических
свойств элементов является периодическое повторение структуры
энергетических уровней и подуровней.
Важнейшими периодически изменяющимися свойствами свободных атомов являются их радиусы, энергия ионизации и сродство
к электрону (эти характеристики приводятся в справочной литературе).
Зная закономерности изменения физических и химических
свойств в периодах и группах периодической системы, можно пр
ед-
сказать свойства: способ
ность атомов отдавать электроны (металлы),
присоединять электроны (неметаллы), реакционную способность
9
10
элементов, температуру плавления, плотность и т. д. Например, элементы, расположенные в Iа подгруппе, являются активными металлами, поскольку на внешнем энергетическом уровне находится один
валентный электрон. В VIIа группе расположены типичные неметаллы – галогены, имеющие на внешнем энергетическом уровне семь
валентных электронов.
2. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
2.1. Термодинамический метод рассмотрения
химических процессов
Термодинамика изучает переходы энергии из одной формы
в другую, энергетические эффекты, которыми сопровождаются химические и физические процессы, зависимость этих эффектов от условий процесса, возможность самопроизвольного протекания процессов, их направление и условия равновесия.
Объектом изучения в термодинамике является система. Системой называют совокупность находящихся во взаимодействии
веществ, обособленных от окруж
ающей среды. Для описания систем
использ
уют набор термодинамических функций, основными из кото-
рых являются Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса.
Энтальпия – сложная термодинамическая функция, определяющая энергию, необходимую для приведения данной системы в данное
состояние, и при этом учитывающая изменение внутренней энергии и
совершаемую работу:
H = U + PV.
Однако для системы представляет интерес H
х.р
– изменение энтальпии в ходе химической реакции или тепловой эффект реакции, если
Р, Т = const. Энтальпийный эффект химической реакции определяют
по закону Гесса и следствию из него.
Следствие из закона Гесса: изменение энтальпии химической
реакции равно разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:
0
х.р
H = (n
0
прод
H
) – (m
0
исх.в
H
),
где n, m – стехиометрические коэффициенты.
В справочных таблицах приводят стандартные энтальпии обра-
зования веществ (H
0
обр
, кДж/моль (табл. П.1.2). Стандартные усло-
вия: Т = 298 К, P = 1,01310
5
Па, вещества – химически чистые и
10
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]