- •Изучаемые вопросы:
- •1. Предмет химии. Значение химии в изучении природы и развитии техники
- •2. Основные количественные законы химии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Литература
- •Лекция 2 (2 ч)
- •Тема 1. Строение вещества. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Изучаемые вопросы:
- •1.1. Современная модель строения атома
- •1.2. Квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодические свойства элементов
- •1.5. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 3 (2 ч)
- •Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами
- •Изучаемые вопросы:
- •2.1. Общая характеристика химической связи
- •2.2. Типы химической связи
- •2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий
- •2.4. Пространственная структура молекул
- •Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекция 4 (2 ч)
- •Тема 3. Агрегатное состояние вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •3.1. Общая характеристика агрегатного состояния вещества
- •3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
- •3.3. Характеристика жидкого состояния вещества
- •3.4. Характеристика твёрдого состояния
- •Характеристики некоторых веществ
- •3.5. Типы кристаллических решёток
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекции 5-6 (4 ч)
- •Тема 4. Энергетика химических процессов
- •Изучаемые вопросы:
- •4.1. Общие понятия термодинамики
- •4.2. Первый закон (начало) термодинамики. Внутренняя энергия системы. Энтальпия системы
- •4.3. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций
- •4.4. Закон Гесса и следствия из него
- •I путь.
- •II путь.
- •4.5. Основные формулировки второго закона (начала) термодинамики
- •4.6. Принцип работы тепловой машины. Кпд системы
- •4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
- •4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
- •Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 6-7 (4 ч)
- •Тема 5. Химическая кинетика и катализ
- •Изучаемые вопросы:
- •5.1. Понятие о химической кинетике
- •5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс
- •5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку
- •5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка
- •Поле интегрирования
- •5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса
- •5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 9 (2 ч)
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Изучаемые вопросы:
- •6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия
- •6.2. Константа химического равновесия
- •6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье
- •6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды
- •Правило фаз для воды имеет вид
- •6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 10-12 (6 ч)
- •Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
- •Изучаемые вопросы:
- •7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения
- •7.2. Общие свойства растворов
- •7.3. Типы жидких растворов. Растворимость
- •7.4. Свойства слабых электролитов
- •7.5. Свойства сильных электролитов
- •7.6. Классификация дисперсных систем
- •7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем
- •7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация
- •7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 13 (2ч)
- •Тема 8. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •8.1. Особенности обменных процессов
- •8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 9. Электрохимические системы
- •Изучаемые вопросы:
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента.
- •9.1. Общие понятия электрохимии. Проводники первого и второго рода
- •9.2. Понятие об электродном потенциале
- •9.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •9.5. Классификация электродов
- •9.6. Поляризация и перенапряжение
- •9.7. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.8. Коррозия металлов
- •Лекция 16 (2 ч)
- •Тема 10. Органические полимерные материалы
- •10.1. Методы получения полимеров
- •10.2. Строение полимеров
- •10.3. Свойства полимеров
- •10.4. Применение полимеров
- •Литература:
- •Лекция 17 (2 ч)
- •Тема 11. Химическая идентификация и анализ вещества
- •11.1. Качественный анализ вещества
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •11.2. Количественный анализ вещества. Химические методы анализа
- •11.3. Инструментальные методы анализа
- •Атомно-эмиссионная спектроскопия – группа методов анализа, основанных на измерении длины волны и интенсивности светового потока, излучаемого возбужденными атомами в газообразном состоянии.
- •Вопросы для самоподготовки:
- •Литература:
2.2. Типы химической связи
К основным типам химической связи относят ковалентную (полярную и неполярную), ионную и металлическую связи.
Ковалентной связью называют химическую связь, образованную путем обобществления пары электронов двумя атомами неметаллов. Если связь образована между двумя одинаковыми атомами, то образуется ковалентная неполярная связь. В этом случае электронная плотность общей пары равномерно распределена между атомами (например, H - H; O = O; N N). Если связь образована между двумя разными атомами, то образуется ковалентная полярная связь и более электроотрицательный атом сильнее притягивает общую пару электронов (например, Н2О). При этом у данного атома (О) повышается плотность отрицательного заряда, который получил название отрицательного эффективного заряда (-). У второго атома (Н) повышается плотность положительного эффективного заряда (+).
Особенностями ковалентной химической связи является насыщаемость, направленность и поляризуемость.
Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную валентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении. Если атом образует все связи только за счет спаривания электронов, то обычно говорят просто о валентности, которая определяется числом одноэлектронных орбиталей, или числом неспаренных электронов его атома в основном или возбужденном состоянии.
Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными.
Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной (чисто ковалентной) или полярной. В первом случае симметричное распределение электронной плотности в межъядерном пространстве приводит к совпадению центров тяжести положительных и отрицательных зарядов; во втором случае межъядерная электронная плотность смещается к атому с большей ЭО.
Ионной называют связь, если при полном смещении межъядерной электронной плотности к атому с большей ЭО атомы превращаются в положительно и отрицательно заряженные ионы, между которыми действуют силы электростатического притяжения. Полного, т.е. стопроцентного, смещения электронной плотности к атому с большей ЭО не происходит даже в наиболее ионных соединениях, которыми являются бинарные соединения щелочных металлов с галогенами (например, NaF, NaСl, КСl).
Это объясняется как волновыми свойствами электронов, так и влиянием зарядов образовавшихся ионов на электронные оболочки друг друга, т.е. их взаимной поляризацией. Принято считать связь ионной, если изменение ЭО > 1,9. Ионная связь образуется между катионами s-металлов I и II групп периодической системы и ионами р-неметаллов VI и VII групп (NaF, КСl, Nа2O и др.). При этом у катионов и ионов образуются устойчивые октетные электронные конфигурации:
|
® |
|
3s0 2s22p6
(фторид натрия состоит из ионов натрия Na+ и фторид-ионов F-)
Ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется: ненаправленностью, так как сферическое поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно; ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной компенсации их силовых полей; координационными числами в ионных соединениях, которые определяются не электронной структурой атомов, а соотношением радиусов взаимодействующих ионов. Так, отношение радиуса иона натрия к радиусу иона хлора равно:
r(Na+)/r(Cl-) = 0,098/0,0181 = 0,54.
Это значение лежит в пределах 0,41 – 0,73, что определяет октаэдрическую координацию ионов, которая характеризует кристаллическую решетку хлорида натрия.
Таким образом, химическая связь в большинстве химических соединений сочетает свойства ковалентной и ионной связи. Поэтому ее можно считать ковалентной с определенной долей ионности.
Механизмов образования ковалентной химической связи два: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме образования химической связи неспаренные электроны одного атома взаимодействуют с неспаренными электронами другого атома.
H• + •H H : H |
или |
® |
|
При донорно-акцепторном механизме общая электронная пара образуется за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома или иона (акцептора). Например, образование иона аммония из растворенного в воде газообразного аммиака:
|
® |
|
Независимо от способа образования, все четыре связи в ионе аммония равноценны (по энергии связи, длине, направленности, полярности).
Металлическая связь проявляется при взаимодействии атомов элементов, имеющих избыток свободных валентных орбиталей по отношению к числу валентных орбиталей электронов. К такому типу химической связи относятся металлы и их сплавы. В металлах электроны приобретают способность свободно перемещаться между ядрами в пространстве именно благодаря относительно высокой «концентрации» свободных орбиталей. В результате этого в решетке металлов возникают свободные электроны (электронный газ), которые непрерывно перемещаются между положительными заряженными ионами, электрически их притягивают и обеспечивают стабильность решетки металлов.
Необходимо отметить, что переходные металлы способны между собой образовывать ковалентную связь, что приводит к повышению температуры плавления. В целом энергия образования металлической связи является промежуточной между энергиями ковалентных и молекулярных кристаллов. Особенности металлической связи объясняют такие свойства металлов, как электропроводность, ковкость, пластичность, блеск и т.д.