- •Лекции по общей химии Введение.
- •Основные законы химии.
- •Стехиометрические законы.
- •Газовые законы.
- •3. Уравнение состояния идеального газа (Клапейрона-Менделеева).
- •Строение атома
- •Квантово-механическая модель строения атома
- •Лекция 3. Периодический закон и электронные конфигурации атомов.
- •Радиусы атомов. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Лекции 2, 3 Химическая связь. Метод молекулярных орбиталей (ммо).
- •Рассмотрим молекулы нf и ВеН2, в которых имеет место образование несвязывающих мо. Сравнение методов мвс и ммо.
- •О валентности.
- •Металлическая связь.
- •Ионная связь.
- •Водородная связь.
- •Межмолекулярные взаимодействия.
- •Взаимосвязь между типом хс и свойствами веществ.
- •Стеклообразное состояние вещества.
- •Применение процессов возбуждения электронов для практических целей.
- •Основы химической термоднамики. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия
- •Энтальпия.
- •Энтропия.
- •2 Закон (Начало)т/д: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гельмгольца.
- •Кинетика химических реакций.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Катализ.
- •Цепные реакции.
- •Химическое равновесие.
- •Растворы.
- •Свойства разбавленных растворов неэлектролитов (коллигативные свойства – независящие от природы вещества).
- •Осмос и осмотическое давление.
- •Диссоциация кислот, оснований, солей.
- •Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
- •Произведение растворимости.
- •Особенности растворов сильных электролитов.
- •Ионные реакции в растворах электролитов.
- •Комплексные соединения.
- •Количественные характеристики процесса гидролиза.
- •Буферные растворы.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Окислительно-восстановительная двойственность.
- •Составление уравнений овр.
- •Окислительно-восстановительный (электродный) потенциал.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Эдс как количественная характеристика возможности протекания окислительно-восстановительного процесса.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Уравнение Нернста.
- •1.Взаимодействие металлов с водой.
- •2.Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
- •3.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель – катион водорода.
- •4.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой.
- •Взаимодействие концентрированной серной с неметаллами-восстановителями.
- •5.Взаимодействие металлов с азотной кислотой (разб. И конц.).
- •Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами
- •Взаимодействие металлов с растворами солей.
- •Окислительно-восстановительные свойства воды.
- •Коррозия металлов
- •Газовая коррозия
- •Образование оксидной пленки на металлах
- •Атмосферная коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Методы защиты от коррозии.
- •1. Модификация самого металла:
- •2.Отделение (предохранение) металла от окружающей среды с помощью защитных покрытий (неметаллических):
- •3.Металлические защитные покрытия.
- •4.Электорохимические методы защиты (суть – заставить разрушаться болванкам).
- •5.Специальная обработка электролита или среды, в которой находится металл (удаление или уменьшение концентрации веществ, вызывающих коррозию).
- •6.Химическая обработка для повышения коррозионной стойкости (пассивация поверхности металла) - то, что не использовалось в выше приведенных методах, часто в расплавах или при повышенных температурах.
- •Измерение э.Д.С. Химических источников тока.
- •Химические источники электрической энергии (хиээ)
- •Аккумуляторы.
- •Типы аккумуляторов
- •Свинцово-кислотные аккумуляторы.
- •Принцип действия
- •Устройство
- •Литий-ионные аккумуляторы.
- •Литиевые элементы различных электрохимических систем
- •Электролиз.
- •Законы электролиза м. Фарадея.
- •Практическое применение электролиза.
- •Электрофорез и электродиализ.
- •Металлы и сплавы.
- •Классификация металлов.
- •Основные методы получения металлов.
- •Получение металлов высокой чистоты.
- •Металлы и сплавы
Стехиометрические законы.
Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами, вывод химических формул и составление уравнений химических реакций.
После безвременной кончины Лавуазье, значение работ которого трудно переоценить,химики начали проводить многочисленные количественные исследования хим. реакций. Были открыты два закона: закон постоянства состава (Ж.Пруст, 1799г.) и закон кратных отношений (Д. Дальтон, 1804г.).
Закон постоянства состава. Молекулярное соединение имеет постоянный состав независимо от способа его получения. Пример: получение СО2. Закон применим только для соединений с молекулярным строением, в основном это газообразные вещества и жидкости, состоящие из молекул: NH3, HCl, Н2О. Впоследствии их назвали дальтонидами. Развитие химии показало, что большинство химических соединений не подчиняются закону постоянства состава, их состав зависит от способа и условий получения. К ним относятся химические соединения, имеющие кристаллическую структуру: оксиды, нитриды, карбиды, сульфиды, гидриды и др. Например: ТiО0,6-1,32,FeO0,8-1,2. Возможные дефекты кристаллической решетки в определенных пределах могут изменить их постоянный состав – это соединения переменного или нестехиометрического состава. По предложению русского ученого Н.С.Курнакова, возглавлявшего кафедру общей химии нашего университета соединения, соединения постоянного состава были названы дальтонидами, а соединения переменного состава – бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения и ведущего непримиримую дискуссию по этому поводу с Дальтоном). Время показало, что правы были оба ученых. Часто отклонения от нестехиометрического состава зависят от чувствительности метода исследования, и при хим. анализе их установить невозможно. Наиболее чувствительны к составу магнитные, оптические свойства и электропроводимость.
Закон кратных отношений. Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то количество одного элемента, приходящегося на одно и тоже количество другого элемента, относятся между собой, как небольшие целые числа. Например, в оксидах азота N2О, NО, N2О3, NО2, N2О5 количество кислорода. Приходящееся на одно и тоже количество азота, относятся между сбой как 0,57:1,14:1,71:2,28:2,85 или 1:2:3:4:5.
Закон эквивалентов. Вещества взаимодействуют с друг другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.(рассм. на практических занятиях).
Газовые законы.
1.Закон объемных отношений. Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газов как небольшие целые числа.
Н2 + Cl2 = 2 HCl (1об : 1об : 2об)
Этот эмпирический закон, экспериментально доказанный закон был объяснен итальянским физиком Авогадро в 1811 году. Он выдвинул гипотезу, которая впоследствии стала законом Авогадро.
2. В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул (химических частиц). Математически: V = const N (P,T – const).
Вторая гипотеза, вытекающая из первой: молекулы простых газообразных веществ - двухатомны, кроме инертных газов. Только в этом случае число молекул, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, находятся в кратных отношениях, соответствующих их относительным объемам (выполняется закон объемных отношений).
Постоянная Авогадро – величина, характеризующая число частиц любого вещества в количестве 1 моль: Na = 6, 02 1023 1/моль - отношение числа частиц вещества (N) и количеству вещества (n) : Na = N/ n . Моль – основная единица количества вещества в химии. 1моль содержит 6. 02 1023 молекул, атомов, ионов, электронов.
Из закона Авогадро вытекают два следствия:
- 1 моль любого газа или смеси газов при одинаковых условиях (Т,Р) занимают одинаковый объем, а при нормальных условиях (Т0 = 273,15К. Р0 = 1,013 105 Па) – 22, 4 л;
- если V1 = V2 , то N1 = N2, m = NМ, тогда m1/m2 = N1 М1/N2 М2 . Если N1 = N2 ,то отношение масс m двух газов равно отношению их молярных масс m1 : m2= М1 : М2, а D принято называть относительная плотность одного газа по другому. Молярная масса газа (М1) может быть определена через его относительную плотность ( D ) к другому газу и молярную массу второго газа (М2):
М1 = DМ2