химия в университете 1 курс что изучают

Программа курса «Общая химия» (бакалавриат, 1 курс, 1 семестр)

Обновлено 03 Окт. 2017 г.

Содержание курса «ОБЩАЯ ХИМИЯ»

БАКАЛАВРИАТ, 1 КУРС, 1 СЕМЕСТР

1. Разделы курса: основы атомно-молекулярного учения, строение вещества, Периодический закон, химическая связь, химический процесс, учение о растворах, обменные реакции в растворах электролитов, окислительно-восстановительные реакции, экспериментальные методы в химии.

2. Темы и их содержание

2.1. Основы атомно-молекулярного учения. Основные химические понятия и: законы атомно-молекулярного учения. Понятие о химической системе, фазе, компоненте. Гомогенные и гетерогенные системы. Газовые системы. Газовые законы. Идеальный газ. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Парциальное давление газа в смеси. Жидкие системы. Растворы. Концентрация растворов и способы ее выражения. Твердые системы. Кристаллы, аморфные тела и стекла.

2.2. Строение вещества. Элементарные частицы и их основные свойства. Экспериментальные основы современной теории строения атома. Планетарная модель атома, постулаты Бора. Волновая природа элементарных частиц. Квантовомеханическая модель атома. Квантовые числа и их физический смысл. Атомные орбитали. Энергетические уровни электрона в одноэлектронном атоме. Многоэлектронный атом. Диаграмма одноэлектронных уровней энергии. Заполнение электронных оболочек атомов. Принцип Паули и правило Хунда. Валентные и остовные электроны.

2.3. Периодический закон. Попытки классификации химических элементов до открытия периодического закона. Экспериментальные основы периодического закона. Содержание периодического закона. Предсказание Д.И.Менделеевым свойств неизвестных элементов. Современная интерпретация периодического закона. Изменение свойств элементов по группам и периодам периодической системы. Периодичность в строении электронных оболочек атомов. Потенциалы ионизации, сродство к электрону, радиусы атомов и ионов в зависимости от положения элемента в периодической системе. Электроотрицательность элементов.

2.5. Химический процесс. Энергетические характеристики химических реакций. Термохимия. Понятие об энтальпии. Эндо- и экзотермические реакции. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования вещества. Законы термохимии: закон Лавуазье-Лапласа и закон Гесса. Расчеты тепловых эффектов реакций. Термохимический цикл. Энтальпия атомизации и энергия связей в молекулах. Движущие силы химической реакции – изменение энергии и изменение энтропии. Понятие энтропии. Энтропия газообразных, жидких и твердых веществ. Постулат Нернста. Стандартная энтропия. Изменение энтропии при фазовых и химических превращениях. Энергия Гиббса. Уменьшение энергии Гиббса как термодинамический критерий возможности самопроизвольного протекания процесса. Зависимость изменения энергии Гиббса от температуры, давления и концентрации реагирующих веществ.

Кинетика и механизмы химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Кинетическое уравнение реакции. Порядок реакции. Константа скорости реакции и ее зависимость от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Понятие о механизме реакции. Молекулярность реакции. Катализ и катализаторы. Влияние катализатора на механизм реакции. Особенности кинетики газофазных, жидкофазных и твердофазных реакций.

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции с позиций термодинамики и кинетики. Кинетический и термодинамический подходы к описанию химического равновесия. Константа химического равновесия и различные способы ее выражения. Связь константы химического равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса. Температурная зависимость константы равновесия. Смещение химического равновесия при изменении условий.

2.6. Учение о растворах. Гомогенные многокомпонентные системы – растворы. Жидкие растворы. Фазовые диаграммы. Область жидкого состояния. Диаграммы состав-свойство. Растворитель и растворяемое вещество. Растворимость. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные, разбавленные и концентрированные растворы. Понятие идеального раствора. Общие свойства растворов.

Диаграмма состояния воды. Электронное строение и структура воды, водородные связи. Самоионизация жидкой воды. Ионное произведение воды, водородный показатель. Вода как ионизирующий растворитель. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация растворенных веществ. С.Аррениус, Д.И.Менделеев, И.А.Каблуков о природе растворов электролитов. Переход ионов в раствор. Гидратация соли и образующих ее ионов. Энергия гидратации ионов.

Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации электролита. Закон разбавления. Понятие об активности ионов в растворах.

2.7. Обменные реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей. Представления Аррениуса и Вернера о механизме гидролиза. Константа и степень гидролиза. Ступенчатый характер гидролиза. Буферные растворы.

Равновесие ионный кристалл – раствор. Произведение растворимости. Условия выпадения и растворимости осадка. Влияние наличия одноименных ионов и комплексообразования на растворимость осадков.

Реакции комплексообразования в водных растворах. Аквакомплексы. Комплексообразователь и лиганды. Внешняя и внутренняя сферы комплексов. Координационное число. Константа устойчивости комплекса.

Кислоты и основания. Теории кислот и оснований. Теории Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса, Усановича. Роль растворителя в кислотно-основном взаимодействии. Дифференциирующие и нивелирующие растворители. Сила кислородсодержащих кислот и ее зависимость от их состава и строения. Реакция нейтрализации. Индикаторы кислотно–основного равновесия в водных растворах. Смещение равновесия нейтрализации в зависимости от силы реагирующих электролитов.

2.8. Окислительно – восстановительные реакции. Понятие об окислителях и восстановителях. Роль среды в окислительно-восстановительных реакциях. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Количественные характеристики окислительно-восстановительных переходов. Стандартные условия и стандартный потенциал полуреакции. Таблицы стандартных восстановительных потенциалов. Использование табличных данных для оценки возможности протекания окислительно-восстановительных процессов. Потенциалы окислительного и восстановительного разложения воды. Условия устойчивости веществ в водных растворах. Диспропорционирование веществ в водных растворах.

Окислительно-восстановительные равновесия в растворах. Уравнение Нернста. Влияние рН на величину восстановительного потенциала. Изменение восстановительного потенциала при изменении концентрации реагентов в результате их осаждения или комплексообразования.

Электролиз растворов и расплавов. Электролитическое получение металлов. Электрохимическая коррозия металлов.

2.9.Экспериментальные методы химии. Современные методы синтеза и анализа неорганических и органических веществ. Современные методы исследования структуры и строения вещества. Рентгенография. Спектроскопические методы. Термодинамические методы исследования. Калориметрия, тензиметрия, масс-спектрометрия.

Рекомендуемая литература (основная):

Источник

Конспект лекций по общей химии для студентов 1 курса Санкт-Петербург

Главная > Конспект лекций

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Санкт-Петербургский государственный горный институт

имени Г.В. Плеханова (технический университет)

Кафедра общей и физической химии

для студентов 1 курса

Основные классы химических соединений, номенклатура.

Основные законы общей химии. Стехиометрия. Химический эквивалент.

Газовые законы. Основные газовые процессы.

Строение атома (заключение). Химическая связь. Основные типы химической связи.

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

Основы термодинамики. I,II и III начало термодинамики.

Основы термодинамических расчетов.

Химическая кинетика и химическое равновесие.

Теория электролитической диссоциации. Электролиты.

Водородный показатель кислотности и щелочности водных растворов. Растворимость.

Растворы. Способы выражения их концентрации.

Классификация растворов. Коллигативные свойства растворов.

Основы химии промышленных взрывчатых веществ.

Расчеты кислородных балансов ВВ и тепловых эффектов реакций взрыва.

Лекция №1: Основные классы неорганических соединений, номенклатура.

Оксиды представляют собой соединения элементов с кислородом. Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делят на основные (образуют соли с кислотами), кислотные (образуют соли с основаниями) и амфотерные (образуют соли как с кислотами, так и с основаниями). Основным оксидам отвечают основания, кислотным – кислоты, а амфотерным – гидраты, которые проявляют как кислотные, так и амфотерные свойства. Кислотные оксиды представляют собой ангидриды кислот (SO 2 – серный ангидрид, N 2 O 5 – азотный ангидрид).

В настоящее время общепринятой является международная номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре в названии оксида указывается валентность элемента: СuO и Cu 2 O – оксиды меди [II] и [III] соответственно. Существует также русская номенклатура, согласно которой окисью называется единственно возможный оксид элемента, в остальных случаях название дается в соответствии с числом атомов кислорода. Оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, называются закисями.

Примеры: MgO – окись магния; NiO – одноокись никеля; Ni 2 O 3 – полутораокись никеля; Сu 2 О – полуокись меди.

Пероксиды (перекиси) металлов являются солями перекиси водорода Н 2 О 2 и лишь формально относятся к оксидам. Приставка пер в названии соединений обычно указывает на принадлежность соединения к перекисным, но существуют исключения: соли кислот НMnO 4 (перманганаты) и НСlO 4 (перхлораты) перекисными не являются, а приставка пер в названии этих соединений указывает на максимальную насыщенность соединений кислородом.

Гидроксиды (основания) классифицируют по их силе (сильные – все щелочи кроме NH 4 OH и слабые), а также по растворимости в воде (растворимые – щелочи и нерастворимые). Важнейшими щелочами являются КОН (едкое кали) и NaOH (едкий натр).

HCN – одноосновная кислота, H 2 SO 3 – двухосновная кислота, H 3 РO 4 – трехосновная кислота. Важнейшим свойством кислот является их способность образовывать соли с основаниями. Названия кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, при этом названия бескислородных кислот оканчивается словом водород (HCN –циановодород или синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, с добавлением слова кислота (H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота, H 2 CrO 4 – хромовая кислота). В случаях, когда один элемент образует несколько кислот различие между кислотами проявляют в окончаниях названий (на ная или овая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет наивысшую валентность; на истая или овистая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет валентность ниже максимальной).

Одному и тому же оксиду могут соответствовать несколько кислот, при этом наиболее богатая водой форма имеет в названии приставку орто, а наименее богатая – мета (ортофосфорная кислота H 3 РO 4 – на одну молекулу ангидрида Р 2 О 5 приходится три молекулы воды; метафосфорная кислота HРO 3 – на одну молекулу ангидрида Р 2 О 5 приходится одна молекула воды). Следует также учитывать и то, что ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

Соли являются продуктом замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Нормальные (средние) соли получаются при полном замещении; кислые – при неполном замещении водорода кислоты на металл; основные – при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой 2 и более, а основная – металлом, заряд которого 2 и более.

Примеры: NaHS, KHCO 3 – кислые соли (гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия); MgOHCl, CaOHCl – основные соли (хлориды гидроксо магния и кальция); NaCl, CuS – нормальные соли (хлорид натрия и сульфид меди).

Лекция №2: Основные законы общей химии. Стехиометрия. Химический эквивалент.

Закон постоянства состава. Соотношение масс элементов, формирующих данное соединение, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения.

Закон кратных отношений. Установлен Дальтоном в 1803г. В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях. Открытие этого закона явилось подтверждением атомной теории строения вещества. Только теперь идеи М.В. Ломоносова о строении вещества получили опытное подтверждение, и разработка атомно-молекулярного учения получила своё дальнейшее развитие.

Законы постоянства состава и кратных отношений не носят всеобщего характера, в отличии, например, от закона сохранения массы, основательность которого доказывается открытиями, сделанными после его установления. Дело в том, что после открытия изотопов получил подтверждение факт о постоянстве соотношения между массами элементов, образующих данное вещество, но только при условии постоянства изотопного состава этих элементов. Так, например, тяжелая вода содержит порядка 20% по массе водорода, тогда как обычная – только около 11%. Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO 1,46-1,56 и TiO 1,9-2,0 ), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С 20 Н 42 и С 21 Н 44 ).

3. Закон объёмных отношений. Этот закон в качестве обобщения вывел французский ученый Гей-Люссак (второе название закона – «химический»). Объёмы газов, участвующих в акте химического взаимодействия, относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Так, например, при взаимодействии 2 объёмов водорода и 1 объёма кислорода, образуются 2 объёма водяного пара.

4. Закон Авогадро. Установлен итальянским физиком Авогадро в 1811 г. Одинаковые объемы любых газов, отобранные при одной температуре и одинаковом давлении, содержат одно и тоже число молекул. Таким образом, можно сформулировать понятие количества вещества: 1 моль вещества содержит число частиц, равное 6,02*10 23 (называемое постоянной Авогадро) или содержит столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12 С. Следствием этого закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р 0 =101,3кПа и Т 0 =298К) объём, равный 22,4л.

Под относительной атомной массой элемента понимают массу его атома, выраженную в атомных единицах массы (а.е.м.). В качестве относительной молекулярной массы элемента понимают массу его молекулы, выраженную в атомных единицах массы. Масса 1 моль данного вещества называется его мольной массой (выражается в г/моль). Относительной плотностью первого газа по отношению ко второму называется отношение массы первого газа к массе того же объёма второго газа, взятого при одной температуре и одинаковом давлении.

Под эквивалентом элемента понимают такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Эквивалент водорода Э Н всегда равен 1, а эквивалент кислорода Э О =8.

Эквивалент элемента равен: Э м =, где: М – мольная масса элемента; СО – степень окисления элемента (валентность) в соединении.

Эквивалент кислоты равен: Э м =, где: М – мольная масса кислоты; х – основность кислоты.

Эквивалент основания равен: Э м =, где: М – мольная масса основания; у – кислотность основания.

Эквивалент соли равен: Э м =, где: М – мольная масса соли; z – валентность катиона; х – количество атомов катиона в соединении.

Примеры: эквивалент кислорода равен: Э о = г-экв; эквивалент угольной кислоты Н 2 СО 3 равен: Э Н 2 СО 3 = г-экв; эквивалент едкого натра NaOH равен: Э NaOH = г-экв; эквивалент хлорида кальция CaCl 2 равен: Э CaCl 2 = г-экв.

Закон эквивалентов. Отношение масс (или объёмов) взаимодействующих друг с другом веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объёмам). Математически это можно записать следующим образом:

Приближенное значение мольной массы атомов элемента позволяет определить правило Дюлонга и Пти: Атомная теплоёмкость большинства простых веществ в твёрдом состоянии лежит в пределах 22-29 Дж/(моль*К) [в среднем около 26 Дж/(моль*К)]. Отсюда следует, что разделив 26 на удельную теплоёмкость простого вещества, легко определить приближённое значение мольной массы атомов соответствующего элемента.

Понятие валентности возникло в химии в середине 19 века. Д.И. Менделеев установил связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе. Валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определённых соотношениях. Способность атомов данного элемента соединяться друг с другом или с атомами других элементов может выражаться и другими способами – ковалентностью (число химических связей, образуемых атомом данного соединения) или координационным числом (число атомов, непосредственно окружающих данный атом).

Лекция №3: Газовые законы. Основные газовые процессы.

Для описания состояния идеального газа пользуются уравнением Менделеева-Клапейрона :

Р V = , где: P – давление газа, Па; V – объём газа, м 3 ; T – температура газа, К; m – масса газа, кг; M – мольная масса газа, кг/моль; R=8,31 Дж/(моль*К) – универсальная газовая постоянная.

Уравнением, объединяющим газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, является:

, где: индекс «0» означает начальное состояние системы, например, при нормальных условиях; индекс «1» означает некоторое конечное состояние системы. Нормальными условиями (н.у.) считают Р 0 =101,3кПа (нормальное атмосферное давление) и Т 0 =298К (25С). Однако во многих случаях приходится использовать в качестве нормальной температуры не 298К, а 273К (0С). Это обусловлено тем, что многие справочные данные, необходимые для расчётов, получены не при 298К, а именно при 273К.

Плотность любого газа можно определить как:

Плотность смеси газов определяется следующим образом:

Плотность функционально зависит от температуры Т и давления Р :

Выведем функциональную зависимость плотности от температуры и давления. Для этого запишем объединённое уравнение в форме:

.

Аналогично плотности смеси газов рассчитывается мольная масса смеси газов :

, г/моль. Где: М i – мольная масса итого газового компонента смеси, г/моль;  i – объёмное содержание итого газового компонента смеси, %; n – количество газовых компонентов смеси.

Например, мольная масса атмосферного воздуха при н.у. составляет около 29 г/моль.

Основные газовые процессы

Процессы, в которых участвует система, могут протекать при различных условиях. В связи с этим различают следующие основные варианты реализации указанных процессов.

2. Изобарный процесс. Давление Р=соnst. Таким образом dQ p =d(U+PV), а работа расширения равна:

3. Изотермический процесс. Т=const. Q T =A p =PdV A p =RT*ln(V 2 /V 1 )=

4. Адиабатический процесс. Q=0. При адиабатическом процессе работа совершается системой за счёт убыли её внутренней энергии.

Лекция №4: Строение атома.

Большую роль в установлении сложной природы атома и расшифровке его структуры сыграло открытие и изучение радиоактивности (явление испускания некоторыми элементами излучения, способного проникать через вещества, ионизировать воздух, вызывать засвечивание фотографических пластинок). Впервые в 1896г. радиоактивность обнаружена А. Беккерелем у соединений урана. Мария и Пьер Склодовские-Кюри обнаружили радиоактивность и у соединений тория, а в 1898 г. они открыли в составе урановых руд присутствие двух новых радиоактивных элементов – полония и радия. Опыты супругов Кюри показали, что атомы радия в процессе радиоактивного излучения распадаются, превращаясь в атомы других элементов, в частности, в атомы гелия. Впоследствии было установлено, что другим продуктом распада радия является инертный газ радон.

В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом состоит из положительного ядра и электронов. Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911г. предложил ядерную модель строения атома. Существенным шагом в развитии представлений о строении атома стала предложенная в 1913г. Н. Бором теория, объединившая, по сути, ядерную модель атома с квантовой теорией света. Основные положения своей теории Бор сформулировал в виде следующих постулатов : 1) электрон может вращаться вокруг ядра только по некоторым определенным круговым орбитам (стационарным орбитам); 2) Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии; 3) Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Атом и его строение

Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом же атом – система электронейтральная. Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов (заряд 0, массовое число 1). Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева, совпадает с числом протонов: массовое число ядра равно суммарному количеству протонов и нейтронов. У одного элемента возможно существование атомов с различным массовым числом ядер – изотопов, т.е. атомов с различным числом нейтронов и одинаковым числом протонов.

Согласно современным представлениям, электрон обладает одновременно свойствами волны и частицы, поэтому для описания его поведения нельзя пользоваться привычными характеристиками, такими как скорость и траектория движения. Вместо этого используют полную энергию электрона (сумма потенциальной и кинетической энергии) и вероятность обнаружения электрона в заданной области пространства.

Каждой АО соответствует область пространства определённого размера, формы и ориентации, равноценная понятию электронного облака. Электронное облако не имеет чётких границ, в связи с этим введено понятие граничная поверхность, т.е. поверхность с равной электронной плотностью, ограничивающая объём, который включает 90% заряда и массы электрона. Форма и размер граничной поверхности считается формой и размером электронного облака.

Главное квантовое число – n определяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон (т.е. допустимые уровни энергии электрона) и может принимать значения от единицы до бесконечности.

Орбитальное квантовое число – определяет форму АО и энергетический подуровень (т.е. квантование вытянутости эллиптической орбиты) и может принимать значения от нуля до n- .

Магнитное квантовое число – m l определяет пространственную ориентацию данной АО и отчасти её форму (т.е. ориентацию электронных облаков в пространстве) и может принимать значения от – …0…+ .

Спиновое квантовое число – m s характеризует собственный момент импульса и связанный с ним магнитный момент (т.е. вращение электрона вокруг оси), и может принимать значения ± 1/2.

Число АО в пределах энергетического подуровня определяется числовым значением магнитного квантового числа (2+1). Число АО в пределах всего энергетического уровня равно сумме АО всех его подуровней.

Строение атома фтора выражается электронной формулой 1s 2 2s 2 2p 5 и электронно-графической формулой:

Принцип Паули определяет ёмкость (максимальное число электронов) энергетических уровней и подуровней, которая соответственно равна 2n 2 и 2(2+1) т.е. удвоенному числу АО.

1 s  2 s  2 p  3 s  3 p  4 s  3 d  4 p  5 s 

р- элементы – заполнение внешнего p- подуровня, например:

d- элементы – заполнение предвнешнего d- подуровня, например:

V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3

f- элементы – заполнение f- подуровня второго снаружи уровня, например:

Nd 1s 2 2s 2 2p 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 4

(атом осмия находится в 4–валентном состоянии).

Лекция №5: Химическая связь. Основные типы химической связи. Методы ВС и МО.

Химическая связь – это вид межатомных взаимодействий в молекулах, ионах, кристаллах, характеризуемый определенной энергией. При всем многообразии химических связей их природа едина и носит электростатический характер.

Механизм образования химической связи может быть смоделирован различными способами. Простейшим является метод валентных связей (ВС), предложенный Льюисом.

Метод валентных связей рассматривает химическую связь как результат притяжения ядер двух атомов к одной или нескольким общим для них электронным парам. Такая двух электронная и двух центровая связь, локализованная между двумя атомами, называется ковалентной.

Принципиально возможны два механизма образования ковалентной связи:

1. спаривание электронов двух атомов при условии противоположной ориентации их спинов;

2. донорно-акцепторное взаимодействие, при котором общей становится готовая электронная пара одного из атомов (донора) при наличии энергетически выгодной свободной орбитали другого атома (акцептора).

Причиной образования любого типа химической связи является понижение энергии системы, которая сопровождает этот процесс. Разность энергии начального и конечного состояния системы называется энергией связи (Е св ) и определяется количеством теплоты, выделяющейся при её образовании. Энергия ковалентных химических связей оценивается значениями порядка 125-1050 кДж/моль.

Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Длина и энергия связи зависят от её кратности, которая определяется числом электронных пар, связывающих два взаимодействующих атома. Чем кратность связи выше, тем больше энергия связи и меньше длина.

Ковалентную связь характеризуют насыщаемость, направленность и полярность.

Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определённого числа связей, которое обычно лежит в пределах: от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме определяет максимально возможную ковалентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет ковалентность элемента в данном соединении.

Если атом образует все связи только за счёт спаривания электронов, то обычно говорят просто о его валентности, которая определяется числом неспаренных электронов в основном или возбуждённом состояниях.

Если атом образует связи по обменному и донорно-акцепторному механизмам, то говорят о ковалентности.

В таком случае валентность бора в молекуле BF 3 равна трём, а в комплексном ионе BF 4 – ковалентность равна четырем.

Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счёт возможно большей электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной. Исключение составляют s- электронные орбитали, поскольку они имеют сферическую форму. Перекрывание орбиталей может осуществляться различным образом: , , - способами. При образовании - связи возникает одна область перекрывания орбиталей, осе симметричная относительно линии, соединяющей ядра – межядерной оси.

После образования между двумя атомами - связи для остальных электронных орбиталей той же формы и с тем же главным квантовым числом остаётся только возможность бокового перекрывания по разные стороны от линии связи, перпендикулярно которой в этом случае проходит узловая плоскость. В результате образуются - или - связи. В первом случае возникают две, во втором – четыре области перекрывания.

Число - связей, которые образует центральный атом в сложных молекулах или ионах, определяет для него значение координационного числа.

Связи, образованные атомом за счёт орбиталей с различным значением орбитального квантового числа, должны быть энергетически неравноценными, что, однако, не подтверждается экспериментом. В подобных случаях пользуются представлением о гибридизации орбиталей, согласно которым при образовании связи орбитали разной симметрии смешиваются и превращаются в гибридные орбитали одинаковой формы и усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей. В гибридизации могут участвовать не только одноэлектронные, но так же двухэлектронные атомные орбитали. В этом случае, на гибридных орбиталях остаётся такое же число неподеленных электронных пар, которое было на исходных атомных орбиталях.

Метод валентных связей позволяет объяснить полярность ковалентной связи. Если электроотрицательность атомов, образующих молекулу, одинакова или очень близка, то общая электронная пара располагается симметрично по отношению к обоим ядрам. Такая ковалентная связь называется неполярной (гомоядерные молекулы). Например, в молекуле Н 2 связь ковалентная неполярная.

Если электроотрицательность атомов различная, то электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. В этом случае центры (+) и (-) зарядов не совпадают, и возникает система (электрический диполь) из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов (+ и -), расстояние между которыми ( l ) называют длиной диполя. Подобные ковалентные связи называют полярными. Степень полярности такой связи оценивается значением электрического момента диполя- , равного произведению эффективного заряда на длину диполя

Наконец, если разница электроотрицательностей () превышает 1,9, то образуется ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. Её можно рассматривать как электростатическое притяжение, возникающее между разноименно заряженными ионами.

Ионная связь, в отличие от ковалентной, является ненаправленной, ненасыщенной, а координационные числа в ионных соединениях определяются соотношением радиусов взаимодействующих ионов. Например, в молекуле NaCl связь относится к ионной.

Вторым способом объяснения ковалентной химической связи является метод молекулярных орбиталей. В этом случае химическая связь рассматривается как результат распределения электронов в молекуле по соответствующим молекулярным орбиталям, которые находят в наиболее простом приближении методом линейной комбинации атомных орбиталей. Из n-го числа атомных орбиталей образуется n-ое число молекулярных орбиталей.

Перекрывание двух атомных орбиталей приводит к образованию двух молекулярных орбиталей, одна из которых имеет более низкую, а другая более высокую энергию, чем первоначальные атомные орбитали. Соответственно эти молекулярные орбитали называют связывающей и разрыхляющей. Заполнение молекулярных орбиталей происходит так же как и атомных, т.е. в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.

Водородной называют связь образуемую атомом водорода, который ковалентно связан с атомом сильно электроотрицательного элемента А и другим подобным атомом В:

Чем выше электроотрицательность атомов А и В, тем больше эффективные заряды на атоме Н и на атоме В, а следовательно, тем сильнее между ними электростатическое взаимодействие и прочнее водородная связь.

Силы взаимодействия между молекулами, которые называют ван-дер-ваальсовыми или межмолекулярными, обусловлены тремя видами взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное. С ростом относительных молярных масс силы межмолекулярного взаимодействия возрастают и, как следствие, повышаются температуры плавления и кипения веществ.

Лекция №6: Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

В настоящее время периодический закон формулируется следующим образом: « свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находящихся в периодической зависимости от зарядов ядра атомов элементов ».

Периодичность в изменении свойств химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, является результатом периодического повторения структуры внешнего электронного слоя, что связанно с последовательным заполнением атомных орбиталей в соответствии с принципом наименьшей энергии. Каждый элемент в одно и то же время обладает как набором сугубо индивидуальных свойств, связанных с особенностью строения его атомов, так и совокупностью свойств, сходных со свойствами его электронных аналогов.

Химический элемент – это вид атомов, характеризующихся определённым зарядом ядра равным порядковому номеру в периодической системе. Он может существовать как в форме изолированных атомов или ионов, так и в форме атомов и ионов в составе соединений с другими атомами.

Химические соединения состоят из атомов или ионов, находящихся в связанном состоянии, и характеризуются определённым составом и строением. Они могут существовать в различных формах и состояниях, в виде как кристаллов, так и изолированных молекул.

Периодическая система Д.И. Менделеева – это наглядное графическое изображение периодического закона. Наиболее распространена её так называемая короткопериодная форма.

В структуре таблицы (системы) выделяют периоды, группы и подгруппы.

Группой называют совокупность элементов, расположенных в таблице вертикально в порядке возрастания заряда ядра. В периодической системе находится 8 групп т.к. на внешнем электронном уровне не может быть больше восьми валентных электронов. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. В состав главных подгрупп входят только s- или p- элементы, а побочных – d- и f- элементы (f- элементы вынесены в отдельные строки внизу таблицы). Атомы элементов одной подгруппы являются полными электронными аналогами, т.е. распределение валентных электронов по уровням полностью совпадает (за некоторыми исключениями, например Nb – 5s 1 4d 4 вместо 5s 2 4d 3 ). Атомы элементов группы в целом не являются полными электронными аналогами.

Рассмотрим характер изменения некоторых свойств элементов с изменением заряда ядра их атомов.

Радиусы атомов элементов и ионов – условные величины. Их обычно вычисляют из межатомных (межядерных) расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от характера химической связи между ними и от агрегатного состояния вещества.

Атомные радиусы в периоде с увеличением зарядов ядра в основном уменьшаются (что не исключает локальных максимумов) в связи с увеличением сил кулоновского притяжения. Радиусы одинаково заряженных ионов изменяются по такому же закону. В подгруппе с увеличением заряда ядра атомные и ионные радиусы, как правило, увеличиваются, что связанно с увеличением числа электронных уровней.

Энергия ионизации (I) (потенциал ионизации) в периоде возрастает с ростом заряда ядра (хотя и не монотонно т.к. зависит от энергетического состояния электрона), в главных и третьей побочной подгруппах – убывает сверху вниз в связи с появлением нового энергетического уровня. В остальных побочных подгруппах энергия ионизации возрастает с ростом заряда ядра.

Сродством к электрону (Е) – называют энергию, которая выделяется при присоединении дополнительного электрона к атому, иону или молекуле. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов. Сродство к электрону зависит не только от заряда атома, но и степени заполнения атомных орбиталей валентных уровней.

Электроотрицательность (ЭО) представляет собой обобщенную характеристику элемента, связанную не с электронами на отдельных орбиталях, а с внешними электронами вообще, определяемую как сумма энергии ионизации и сродства к электрону. Под электроотрицательностью понимают относительную характеристику способности атома, притягивать электронную пару. Относительная электроотрицательность в периоде возрастает и уменьшается в подгруппе с ростом заряда ядра. Относительную ЭО по Полингу определяют как отношение ЭО элемента к ЭО атома лития.

Окислительная способность элемента меняется так же как и электроотрицательность, а восстановительная – наоборот.

Плотность простых веществ в периоде обычно проходит через максимум, лежащий примерно по середине периода и закономерно возрастает в подгруппе с ростом заряда ядра.

Основные свойства высших оксидов и гидроксидов элементов в периоде закономерно ослабляются, что связано с увеличением силы притяжения гидроксид-ионов к центральному атому с ростом заряда его ядра и уменьшением атомного радиуса, а в подгруппе, в основном, усиливаются, потому что атомный радиус элементов возрастает.

Кислотные свойства этих соединений изменяются в обратном направлении. Неметаллические свойства в периоде, как правило усиливаются слева направо, а в подгруппе – ослабевают сверху вниз, металлические – наоборот. Граница между металлами и неметаллами в таблице проходит по диагонали B-At таким образом, что все неметаллы находятся в верхней правой части таблицы (исключение составляют d- элементы).

I закон термодинамики

Термодинамику формируют три основных закона (или Начала). Первый закон термодинамики формулируется следующим образом: « Невозможно создать вечный двигатель первого рода ( perpetuum mobile ), т.е. такой, который производил бы работу без каких-либо затрат энергии ». В раскрытии этого закона важную роль сыграли работы Гесса, Майера, Джоуля, Гельмгольца и др. Из этого закона следует принцип эквивалентности между теплотой и работой. Математическая запись данного закона выражается следующими уравнениями:

Теплота, полученная системой (Q; Q), расходуется на работу (W; W), совершаемую системой и увеличение ее внутренней энергии (dU; U). Из этих трех энергетических величин только внутренняя энергия является функцией состояния системы и поэтому однозначно определяется параметрами системы (т.е. она является полным дифференциалом).

Теплота и работа представляют собой формы передачи энергии и поэтому являются функциями процессов. Они не являются полными дифференциалами.

Работа делится на совершаемую против внешних сил, т.е. работу расширения

W рас =PdV; W рас =PdV; W=-VdP

Последняя может совершаться только при изменении состава системы.

Теплота зависит от теплоемкости системы (с) и температуры

Q=Q=nC(T)dT

Следует учитывать, что сама теплоемкость тоже зависит от температуры. Эта зависимость выражается уравнением (для случая, когда Т>Т 0 =298К):

В случае приближенных расчетов обычно достаточно использование выражения:

Для газообразных веществ различают теплоемкости при постоянном объеме (с v ) и постоянном давлении (с р ). Связь между этими величинами определяет уравнение Майера :

Например, для воздуха значение этой величины при н.у. равно 280 Дж/кгК

Для идеальных газов теплоемкости постоянны и без учета энергии колебательного движения молекул (что справедливо при сравнительно невысоких температурах) равны:

для одноатомных молекул с V =R3/2;

для двухатомных и линейных многоатомных молекул

для нелинейных трехатомных и многоатомных молекул

Используя соотношение между теплоемкостями при постоянном давлении и постоянном объеме, выражают следующую величину показателя адиабаты:

значение которого для идеального газа зависит только от числа атомов в молекуле газа. Для теплоемкостей можно использовать и такие выражения как:

для одноатомных газов =5/3=1,67

для двухатомных газов =7/5=1,40

для трехатомных газов =9/7=1,30

Для жидких и твердых веществ теплоемкости с р и с V близки по величине:

Для систем, не совершающих полезной работы (W / =0), первый закон термодинамики принимает вид:

при V=const Q v =dU, Q v =U

при V=const Q P =dU+PdV=d(U+PV)

Закон Гесса. Тепловые эффекты химических реакций

Тепловым эффектом называется количество выделенной или поглощенной теплоты при следующих условиях: система совершает только работу расширения, объем или давление остаются постоянными, температуры исходных и конечных веществ одинаковы, реакция протекает практически до конца.

Для расчета тепловых эффектов различных процессов, (в том числе и состоящих из нескольких этапов) в термодинамике применяют закона Гесса (установлен экспериментально Г.И. Гессом), который формулируется следующим образом: « Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а определяется лишь состоянием исходных и конечных веществ, в ней участвующих ». Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм произведений энтальпий образования конечных и исходных веществ на стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Для реальных систем закон Гесса используют при вычислении общего количества теплоты, необходимого для нагревания (или выделяющегося при охлаждении) любой системы от Т 1 до Т 2 при Р=соnst, где Т 1 Т 0 :

Закон Кирхгофа. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры

II закон термодинамики. Теорема Карно-Клаузиуса

Задачей второго закона термодинамики является определение условий, в которых возможно протекание самопроизвольных процессов, и условий, при которых наступает равновесие.

, где: Q 1 – теплота, сообщенная рабочему телу при температуре Т 1 от источника тепла; Q 1 – теплота, отданная телом при температуре Т 2 холодильнику.

Основной формулировкой второго закона является формулировка Больцмана: «Все процессы в природе переводят систему из состояния менее вероятного в более вероятное».

Второе начало имеет статистическую интерпретацию: S=k*ln(w) (формула Больцмана), где: k= – константа Больцмана, w – термодинамическая вероятность (или статистический вес) макросостояния.

Величина, равная Q/T, называется приведенным теплом и является рассеянной теплотой, следовательно и энтропия характеризует рассеянность теплоты; размерность ее соответствует [Дж/мольК]. В изолированной системе (Q=0) приращение энтропии при равновесии равно приведенному теплу, а в самопроизвольных процессах больше приведенной теплоты. Энтропия является функцией состояния системы и однозначно определяется ее параметрами.

III закон термодинамики. Теорема Нернста. Постулат Планка

Важное значение в раскрытии этого закона принадлежит работам Нернста и Ричардса. В частности, Нернст в 1906г. в своей классической работе «О вычислении химического равновесия из термических данных» высказал гипотезу, суть которой эквивалентна следующему утверждению:

На основе этого закона разработаны современные методы вычислений изменения стандартной энергии Гиббса, а также констант равновесия при различных температурах.

Определение термодинамической вероятности осуществления процесса

Для определения термодинамической вероятности осуществления процесса используют понятие изобарно-изотермического потенциала или энергии Гиббса G=U+PV-TS=H-TS. Энергия Гиббса является функцией состояния системы и имеет размерность энергии (кДж). При постоянном давлении и температуре энергия Гиббса может служить признаком самопроизвольного процесса или наличия равновесия. Самопроизвольно происходят только процессы, ведущие к ее уменьшению, при равновесии она постоянна и минимальна по величине. Изменение энергии Гиббса определяют как: G=H-

Если значение G>0, то процесс термодинамически мало вероятен, причем, чем более положительно значение G, тем менее вероятен этот процесс.

Если значение G=0, то система находится в равновесии.

Если G Энергия Гельмгольца

Величина F=U-TS является функцией состояния системы и носит название изохорно-изотермического потенциала или энергии Гельмгольца (размерность энергии (Дж)). При Т,Р=const энергия Гельмгольца может служить признаком наличия равновесия или самопроизвольности процессов. При равновесии она постоянна и минимальна по величине. Самопроизвольно могут протекать только процессы, которые приводят к ее убыли.

Расчет энергетических величин и выражения первого закона термодинамики для предельных процессов идеального газа

Источник