химия + методичка / theory

Министерство образования Республики Беларусь

Учреждение образования «Гомельский государственный технический

университет имени П. О. Сухого»

Кафедра «Материаловедение в машиностроении»

В.П. Русов, Т.И.Александрова, О.А. Стоцкая

ХИМИЯ

КУРС ЛЕКЦИЙ

для студентов инженерно-технических нехимических специальностей ВУЗов

Гомель 2012

1

Оглавление Предисловие………………………………………………………..…….6

Глава 1. Основные химические понятия и законы………………...7

Глава 2. Строение атомов…………………………………...………..12

2.1.Состав атомов и ядер……………………………………………….12

2.2.Ядерная (планетарная) модель атома по Резерфорду……………14

2.3.Модель атома по Бору……………………………………………..15

2.4.Волновые свойства электрона…………………………………….18

2.5.Принцип неопределённости Гейзенберга (1927г)……………….19

2.6.Волновое уравнение Шредингера (1926г)………………………..20

2.7.Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа…….21

2.7.1.Главное квантовое число (n)..…………….……………..……….21

2.7.2.Орбитальное квантовое число (l)………………………………..22

2.7.3.Магнитное квантовое число (ml )…………………………….….24

2.7.4.Спиновое квантовое число (ms )……………………………...….26

2.8.Строение многоэлектронных атомов……………………………...26

2.8.1.Принцип Паули (1925г)……………………………….…………27

2.8.2.Принцип наименьшей энергии……………………….…………28

2.8.3.Правило Гунда…………………………………………..……..…28

Глава 3. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева….30

3.1.Структура периодической системы……………………………….31

3.2.Развитие периодического закона. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность……………………....33

3.2.1.Энергия ионизации ( I )……………………………………….….34

3.2.2.Сродство к электрону (Eср)……………………………………....35

3.2.3.Электроотрицательность (ЭО)………………………………......35

Глава 4. Химическая связь и строение молекул…………………..37

4.1.Химическая связь и валентность………………………………….37

4.2.Кривая потенциальной энергии для молекулы водорода

(кривая Морзе)…………………………………………………….…….40

4.3.Ковалентная связь……………………………………………….….42

4.3.1.Гибридизация электронных облаков……………………....……44

4.3.2.Свойства ковалентной связи……………………………………..47

4.4.Ионная связь………………………………………………………...50

4.5.Донорно-акцепторная связь. (Д-А-связь)…………………………52

4.6.Дативная связь……………………………………………………...54

4.7.Межмолекулярные взаимодействия………………………………55

4.8.Водородная связь………………………………………………..…56

4.9.Металлическая связь……………………………………………….59

2

4.10.Структура твёрдых тел……………………………………………61

4.11.Комплексные соединения………………………………………...65 4.11.1 Основные положения координационнной теории………….….65

4.11.2 Классификация комплексных соединений…………………….67

4.11.4 Устойчивость комплексных соединений……………………….70

Глава 5. Общие закономерности протекания химических процессов………………………………………………………………..71

5.1.Энергетика химических процессов………………………………..71

5.1.1.Элементы химической термодинамики…………………….…...71

5.1.2.Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия………………………………………………………………...72

5.1.3.Термохимические уравнения. Теплоты образования и разложения веществ………………………………………………….....74

5.1.4.Закон Гесса и следствия из него…………………………………76

5.2. Химическое сродство………………………………………………79

5.2.1.Элементы второго начала термодинамики. Энтропия………....79

5.2.2.Энергия Гиббса. Направленность химических процессов….....81 5.3. Химическая кинетика и равновесие……………………………….84

5.3.1.Классификация химических реакций……………...……………84

5.3.2.Скорость химических реакций…………………………………..85

5.3.3.Закон действующих масс (ЗДМ). Константа скорости реакции…………………………………………………………………...89

5.3.4.Влияние температуры на скорость реакции. Эмпирическое пра-

вило Вант-Гоффа ………………………………………………...……..91

5.3.5.Цепные реакции………………………………………………….92

5.3.6.Фотохимические реакции……………………………………….95

5.3.7.Катализ……………………………………………………………97

5.3.8.Химическое равновесие в гомогенных системах………….....101

5.3.9.Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье..103

Глава 6. Дисперсные системы………………………………………106

6.1. Классификация дисперсных систем…………………………….106

6.2. Устойчивость дисперсных систем……………………………….110

6.3. Виды поверхностных явлений……………………………………111

Глава 7. Растворы………………………………………………….…112

7.1. Концентрация растворов. Способы выражения концентрации растворов……………………………………………………………….113

7.2. Растворимость……………………………………………………..118 7.3. Давление пара растворов. Первый закон Рауля…………………120

7.4. Кипение и замерзание растворов. Второй закон Рауля………..122

3

7.5.Осмотическое давление. Закон Ван-Гоффа……………………..123

7.6.Водные растворы электролитов……………………………….…126

7.7.Теория электролитической диссоциации………………………..127

7.8.Степень диссоциации (α). Виды электролитов…………………130

7.9.Константа диссоциации слабых электролитов…………………132

7.10.Ионные реакции и равновесия…………………………………133

7.11.Диссоциация воды. Водородный показатель………………….135

7.12.Гидролиз солей……………………………………………..……138

7.13.Кислоты, основания, соли……………………………………….141

Глава 8. Основы электрохимии…………………………………….144

8.1.Электродные потенциалы. Механизм возникновения………….144

8.2.Устройство и назначение стандартного водородного электро-

да...148

8.3.Электрохимический ряд напряжений……………………………148

8.4.Уравнение Нернста………………………………………………..150

8.5.Основы теории гальванических элементов……………………..151

8.5.1.Медно-цинковый гальванический элемент (элемент Даниэля-Якоби)………………………………………………………..152

8.5.2.Концентрационные гальванические элементы……………….153

Глава 9. Электролиз………………………………………………….156

9.1.Законы Фарадея…………………………………………………...159

9.2.Электролиз растворов с нерастворимыми электродами………..160

9.3.Электролиз растворов с растворимым анодом……………….....162

9.4.Электролиз расплавов……………………………………………166

Глава 10. Химические источники тока……………………………167

10.1.Гальванический элемент Лекланше…………………………….167

10.2.Аккумуляторы…………………………………………………...169

10.2.1.Кислотный (свинцовый) аккумулятор…………………….....170

10.2.2.Щелочные аккумуляторы……………………………………...172

10.3.Топливные элементы (Т.Э.)……………………………………..173

Глава 11. Коррозия металлов……………………………………....175

11.1.Виды коррозионных разрушений………………………..……..176

11.2.Основные виды коррозии…………………………………….…177

11.2.1.Химическая коррозия………………………………………….177

11.2.2.Электрохимическая коррозия…………………………….......179

11.3.Методы защиты металлов от коррозии……………………..…185

Глава 12. Металлы…………………………………………….……..190

12.1.Простые вещества и соединения. Аллотропия простых ве-

ществ…………………………………………………………………...190

4

12.2.Металлы и неметаллы……………………..…………………….191

12.3.Классификация металлов………………………………………..192

12.4.Кристаллическая структура металлов…………………………194

12.5.Физические свойства металлов…………………………………194

12.6.Химические свойства металлов………………………………...198

12.7.Получение металлов из руд…………………………………….205

12.8.Получение металлов высокой чистоты………………………...208

Глава 13. Основные закономерности химии s-металлов………..211

13.1Берилий и магний………………………………………………...214

Глава 14. Химия р-металлов………………………………………..215

14.1.Алюминий………………………………………………………..215

14.2.Олово и свинец……………………...............................................220

Глава 15. Основные закономерности химии d-элементов………225

15.1.Титан……………………………………………………………...229

15.2.Железо……………………............................................................232

15.3.Медь………………………………………………………………237

Глава 16. Химия неметаллов………………………………………..241

16.1.Бор………………………………………………………………...241

16.2.Углерод…………………………………………………………...244

16.3.Кремний………………………………………………………….253

16.4.Германий………………………………………………………….259

Глава 17. Вода, водород……………………………………………...261

17.1.Природные воды, свойства воды, водоподготовка……………263

17.2.Жёсткость воды……………………………………………….…267

17.3.Водород. Свойства, получение, применение в технике………271

Литература…………………………………………………………….278

5

ПРЕДИСЛОВИЕ

Значение химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой отрасли.

Химическая подготовка современного специалиста заключается не в накоплении фактических сведений о свойствах различных материалов, не в запоминании существующих технологических рекомендаций, а в создании химического мышления, помогающего решать вопросы качества и надежности и многообразные частные физикохимические проблемы. Инженер непрерывно сталкивается со сложными физико-химическими процессами, со свойствами конструкционных, инструментальных, электротехнических и других материалов. Он должен использовать в своей работе достижения химии и активно участвовать в разработке новых материалов и конструкций, новых технологий, выдвигая перед специалистами-химиками определенные задачи.

Объем химических знаний для инженеров определяется проблемами, которые встречаются при разработке новых машин и установок и в технологии в связи с применением новых конструкционных материалов и новых методов их обработки.

Предлагаемый курс лекций рассчитан на студентов инженернотехнических (нехимических) специальностей дневной и заочной формы обучения высших учебных заведений.

Курс лекций составлен на основе учебной программы по химии №УД-132/уч от 02.07.09 и стандартов соответствующих специальностей. В нем 22 главы, отвечающих наиболее важным разделам общей, неорганической, физической, органической химии и химии высокомолекулярных соединений. Достаточно подробно излагаются теоретические основы курса химии: строение атома; химическая связь и строение молекул; термохимия с элементами термодинамики; химическая кинетика и равновесие; растворы; основы электрохимии; металлы; органические соединения и химия полимеров и др. Химическим явлениям в соответствующих случаях дана необходимая физическая интерпретация.

Для лучшего освоения курса химии и закрепления студентами пройденного материала в тексте курса лекций приведены типовые задачи с решениями, что особенно важно для студентов-заочников.

6

ГЛАВА 1. ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ

Химия – наука, изучающая свойства и превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и строения.

Физические свойства вещества – агрегатное состояние (твер-

дое, жидкое, газообразное), растворимость, плотность, температура плавления, температура кипения, цвет, запах и др.

Физические явления – это изменение формы или агрегатного состояния вещества, в результате которых не образуются новые веще-

ства.

Химические свойства вещества – это способность данного ве-

щества превращаться в другие вещества.

Превращения одних веществ в другие называются химическими реакциями или химическими явлениями. Исходные вещества, которые вступают в химическую реакцию, называются реагентами, а новые вещества, образующиеся в результате химических реакций, называ-

ются продуктами реакции.

Атомы – мельчайшие химически неделимые частицы любого вещества.

Химический элемент представляет собой вид атомов с одинако-

вым положительным зарядом ядра.

Следовательно, атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойств.

В настоящее время известно 117 элементов, из которых 92 встречаются в природе, остальные – получены искусственным путём.

Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.

Массы атомов, которые выражены в обычных единицах массы

(г или кг) называются абсолютными атомными массами (ma).

Наименьшую массу имеет атом водорода:

ma (H ) =1,67×10−27 кг (1,67×10−24 г) ; ma (C) = 19,93×10−27 кг ; ma (O) = 26,87×10−27 кг .

Атомная единица массы (а.е.м.) – это 1/12 часть абсолютной массы атома углерода 12С. Если атом углерода представить в виде шара и мысленно разделить его на 12 равных частей, то масса одной части и есть атомная единица массы (рис. 1.1).

7

1 а.е.м.

Атом углерода.

Рис. 1.1. К определению атомной единицы массы.

Зная абсолютную массу атома углерода, можно выразить а.е.м. в кг или г:

1 а. е. м. = ma (C) = 19,93×10−27 = 1,66×10−27 кг(1,66×10−24 г) . 12 12

Относительная атомная масса элемента – это число, показы-

вающее, во сколько раз абсолютная масса атома данного элемента больше 1/12 части абсолютной массы атома углерода 12С.

Относительной молекулярной массой вещества называют отно-

шение абсолютной массы его молекулы к 1/12 части абсолютной массы атома углерода 12С.

Моль – это количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов и др.) этого вещества, сколько атомов содержится в 12г ( 0,012кг ) углерода 12С. Определим число атомов С в 12г углерода. Для этого разделим 0,012кг на абсолютную массу атома углерода ma(C):

Если вещество состоит из молекул (например H2), то 1 моль – это 6,02·1023 молекул этого вещества (Н2).

Если вещество состоит из атомов (например Fe), то 1 моль – это 6,02·1023 атомов этого вещества (Fe).

Следовательно: 1 моль любого вещества содержит число Авогадро частиц, из которых состоит это вещество, т.е. приблизительно 6,02·1023 молекул, атомов, ионов и др.

8

Закон сохранения массы веществ: Масса всех веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Закон постоянства состава: Всякое чистое вещество молекулярного строения, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определённых количественных соотношениях, поэтому можно говорит об их эквивалентности (равноценности) при образовании химических соединений.

Закон эквивалентов: Массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.

Молярной массой эквивалента называется масса 1 эквивалента,

выраженная в г/моль или кг/моль.

Эквивалент – это количество вещества (в молях), которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает 1 моль атомов водорода в химических реакциях.

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержатся равное число молекул.

Следствие из закона Авогадро: Одинаковое число молекул раз-

личных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объём. Следовательно, объём одного моля любого газа (т.е. 6,02·1023 молекул) при определённых внешних условиях есть величина постоянная.

Объём одного моля газа называется его молярным объёмом. В химии обычно используют молярный объём газа при нормальных условиях (температура 0ºС или 273К, давление – 1атм. или 760 мм рт.ст, или ≈101,3кПа).

Молярный объём любого газа при нормальных условиях равен 22,4 л/моль.

Уравнение объединенного газового закона: Соотношение между дав-

лением газа P, его объемом V, количеством вещества (газа) n и температурой Т описывается уравнением Клапейрона-Менделеева:

P ×V = n × R ×T или P ×V = Mm R ×T ,

где m – масса газа; M – его молярная масса; R – универсальная газовая постоянная, численное значение которой зависит от того, в каких единицах выражаются давление и объём газа:

9

Химическое уравнение – это выражение химической реакции, в котором записаны формулы исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества (стехиометрические коэффициенты).

Все вещества делятся на простые и сложные.

Простыми называются вещества, состоящие из атомов одного элемента, сложными – состоящие из атомов двух и более элементов.

Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. К

последним обычно относят (H, B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I, At, He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn (всего 22)). Остальные элементы условно считаются металлами.

Сложные вещества делятся на неорганические и органические.

Важнейшими классами сложных неорганических веществ являются: оксиды, кислоты, основания, соли, а также галогениды, халькогениды, нитриды, фосфиды, карбиды, гидриды.

Оксиды – это соединения двух элементов, один из которых кислород. Общая формула оксидов: ЭmOn , где m – число атомов элемен-

та Э; n – число атомов кислорода;

Например: PbO2 – оксид свинца (IV), Cu2O – оксид меди (I) Оксиды делятся на:

А) несолеобразующие – не образуют солей при взаимодействии с кислотами и основаниями (CO, NO, N2O).

Б) солеобразующие

Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O

Эти оксиды, как правило, реагируют с водой, образуя гидраты оксидов (гидроксиды). Они делятся на:

1) Основные оксиды – их гидраты – основания.

Na2O + 2H2O = NaOH

2) Кислотные оксиды – их гидраты – кислоты.

SO3 + H2O = H 2 SO4

10