- •Модуль 1 атомно-молекулярне вчення. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1.1. Ключові положення атомно-молекулярного вчення
- •1.1.2. Поняття загальної хімії
- •1.1.3. Фізичні величини, що застосовуються в хімії
- •Моль – це кількість речовини, яка містить стільки часток – структурних елементів, скільки атомів міститься в ізотопі Карбону с12 масою 0,012 кг.
- •1.1.4. Основні закони хімії
- •М.В. Ломоносов
- •Ж. Пруст
- •Наприклад, у реакції
- •А. Авогадро
- •2) Фактор еквівалентності може дорівнювати 1 і бути меншим за 1.
- •Підсумки Необхідно зрозуміти
- •Треба вміти
- •Слід запам’ятати
- •1.2. Основні класи неорганічних сполук
- •1.2.1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.2.2. Оксиди
- •1.2.3. Основи
- •1.2.4. Кислоти
- •1.2.6. Генетичний зв’язок між класами неорганічних сполук
- •Класами неорганічних сполук
- •Підсумки
- •Задачі для самостійного розв’язування
- •Модуль 2 будова речовини
- •2.1. Будова атома
- •2.1.1. Складність будови атома та її експериментальне доведення
- •2.1.2. Перші моделі атома
- •Е. Резерфорд
- •2.1.3. Атомні спектри
- •2.1.4. Квантова теорія світла
- •2.1.5. Основні положення теорії будови атома Бора
- •2.1.6. Хвильова природа електрона. Електронні хмари
- •2.1.7. Квантові числа
- •Орієнтація s-, p- I d-орбіталей
- •2.1.8. Принцип Паулі
- •2.1.9. Послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Підсумки
- •Д. І. Менделєєв
- •2.2.3. Періодичність властивостей хімічних елементів
- •Спорідненістю до електрона (f) називається енергетичний ефект процесу приєднання електрона до нейтрального атома е з перетворенням його на негативний іон е-:
- •Підсумки
- •2.3.1. Іонний зв’язок
- •2.3.2. Ковалентний зв’язок
- •І електронів у молекулі водню н:h
- •Підсумки
- •Задачі для самостійного Розв’язування
- •Модуль 3 Закономірності перебігу хімічних реакцій
- •3.1.Хімічна термодинаміка
- •3.1.1. Теплові ефекти. Внутрішня енергія та ентальпія
- •Термодинаміки
- •Г. І. Гесс
- •1. Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює сумі теплових ефектів її проміжних стадій.
- •3. Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці між сумою теплот утворення продуктів реакції і сумою теплот утворення вихідних речовин з урахуванням числа молів цих речовин.
- •3.1.2. Напрямленість процесів. Ентропія. Ізобарно-ізотермічний потенціал
- •Підсумки Необхідно зрозуміти
- •Треба вміти
- •Слід запам’ятати
- •3.2. Хімічна кінетикА та рівновага
- •3.2.1. Предмет хімічної кінетики
- •3.2.2. Швидкість хімічних реакцій
- •Речовин під час перебігу реакції
- •Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин закон діючих мас
- •3.2.4. Вплив температури на швидкість реакцій. Енергія активації
- •3.2.5. Каталіз
- •3.2.6. Хімічна рівновага
- •Оборотної реакції
- •Підсумки Необхідно зрозуміти
- •Треба вміти
- •Слід запам’ятати
- •Приклади розв’язування задач
- •V(t2)моль/лхв.
- •Задачі для самостійного розв’язування
- •Модуль 4 Розчини. Теорія електролітичної дисоціації
- •4.1. Основні поняття про розчини
- •4.1.1. Термінологія, що використовується в теорії розчинів
- •4.1.2. Концентрація розчинів та способи її вираження
- •4.1.3. Колігативні властивості розчинів. Осмос
- •Підсумки Необхідно зрозуміти
- •Треба вміти
- •Слід запам’ятати
- •4.2. Теорія електролітичної дисоціації
- •4.2.1. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса
- •4.2.2. Реакції в розчинах електролітів. Іонні рівняння
- •4.2.3.Константа електролітичної дисоціації
- •4.2.4. Властивості розчинів сильних електролітів
- •4.2.5. Добуток розчинності
- •4.2.6. Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник
- •Підсумки Необхідно зрозуміти
- •Треба вміти
- •Слід запам’ятати
- •4.3. Гідроліз
- •4.4. Окисно-відновні реакції
- •Практичні заняття приклади розв’язування задач (до розділу 4.14.2)
- •Задачі для самостійного розв’язування
- •Приклади розв’язування задач (до розділу 4.3)
- •4. Розрахувати рН середовища під час взаємодії з водою амоній ціаніду.
- •Задачі для самостійного розв’язування
- •Приклади розв’язування задач (до розділу 4.4)
- •2. Підібрати коефіцієнти у схемі окисно-відновної реакції
- •Задачі для самостійного розв’язування
- •Предметний покажчик
- •Список рекомендованої літератури
Підсумки Необхідно зрозуміти
1. Хімічні реакції відбуваються з виділенням або поглинанням енергії. Енергетичні ефекти в реакціях виявляються в різних формах: тепловій, механічній, електричній, світловій.
2. Зміна ентальпії системи відповідає тепловому ефекту реакції, виміряному за сталих тиску й температури.
3. Енергетичний (ентальпійний) чинник спрямовує процеси в бік найменшої енергії системи.
4. В ізольованих системах мимовільно можуть здійснюватися тільки такі процеси, що супроводжуються збільшенням ентропії.
5. Критерієм можливості мимовільного перебігу процесу за сталих тиску й температури є зменшення вільної енергії Гіббса.
Треба вміти
1.Проводити обчислення зміни ентальпії хімічної реакції.
2.Установлювати знак зміни ентропії за рівнянням хімічної реакції.
3.На підставі обчислень зміни енергії Гіббса робити висновки щодо можливості перебігу хімічних процесів.
Слід запам’ятати
1.Умови мимовільного перебігу хімічних процесів.
2.Закони термохімії.
3.Фізичний зміст термодинамічних функцій (ентальпії, ентропії, енергії Гіббса).
3.2. Хімічна кінетикА та рівновага
Свіжовідрізана скибочка яблука досить швидко на повітрі стає коричневою, а бронзовий пам’ятник на вологому повітрі повільно вкривається нальотом зеленого кольору – основним карбонатом купруму. Золоті прикраси зберігають на повітрі свій блиск століттями. Петарда, кинута в полум’я, миттєво вибухає.
Цікаво, що з позиції термодинаміки можливі всі названі процеси, навіть окиснення золота. Просто відбуваються вони з різною швидкістю.
Для правильного розуміння перебігу хімічної реакції крім енергетичних
характеристик ( DН, DS) необхідно також знати основні закономірності її перебігу за певний час, тобто мати дані про швидкість і механізм процесу.
3.2.1. Предмет хімічної кінетики
Розділ хімії, який вивчає перебіг хімічних процесів за певний час, називається хімічною кінетикою.
Дослідження кінетики хімічних процесів має не тільки теоретичний, а й практичний інтерес. У необхідності врахування кінетичного фактора під час розгляду хімічних реакцій можна переконатись на прикладі взаємодії кисню і водню. Не звертаючи увагу на те, що реакція
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) , DG = 456,4 кДж
характеризується значним зменшенням енергії Гіббса, тобто є можливість самочинного перебігу процесу, за звичайних умов водень і кисень між собою не реагують, а їх суміш може зберігатися будь-який час. За наявності каталізатора чи в разі нагрівання до » 700С (DG1000 = 495,3 кДж) суміш реагує дуже швидко, а іноді навіть із вибухом. В обох випадках енергія Гіббса системи майже однакова, а кінетичні особливості різні.
Таким чином, від’ємне значення зміни енергії Гіббса є необхідною, але не достатньою умовою перебігу процесів.
Існує багато галузей технології, виробництва й науки, у яких швидкості реакцій належить провідна роль. Дуже важливо знати, з якою швидкістю згоряє паливо в автомобільному двигуні, як швидко твердне бетон або нанесений на підлогу лак, від чого залежить швидкість корозії металу. Для процесів, що відбуваються під час виготовлення харчових продуктів теж важливими є знання про швидкість їх перебігу та умови інтенсифікації.
Вивчення чинників, які впливають на швидкість процесів, визначення оптимальних умов, за яких можна здійснити реакцію добування заданої речовини, є предметом хімічної кінетики.
Перш ніж розглядати питання про швидкість реакції, зазначимо, що хімічні реакції можуть відбуватися в гомогенній (однорідній) і в гетерогенній (неоднорідній) системах. Гомогенна система складається з однієї фази, гетерогенна − з кількох.
Фазою називають однорідну частину системи, однакову за складом та властивостями і відокремлену від інших фаз поверхнею поділу.
Гомогенні реакції відбуваються в усьому об’ємі системи, гетерогенні – на поверхні поділу фаз. Прикладами гомогенних реакцій є взаємодія в газових сумішах, розчинах, гетерогенних – взаємодія металів із киснем, розчинами кислот, солей тощо.