Х И М И Я

1. Х И М И Я Лектор: Мирошниченко Юлия Юрьевна Бюджет времени: • лекции - 40ч • практические занятия - 10 ч • лабораторные занятия - 26 ч • Экзамен - 2 семестр

2. Рекомендуемая литература: • 1. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: 1988 и последующие годы издания • 2. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: 2000. • 3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: 2001. • 4. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия. Томск, 2005. • 5. Стась Н.Ф., Лисецкий В.Н. Задачи и упражнения по общей химии. Томск, 2006. • 6. Стась Н.Ф. Введение в химию: Учебное пособие. – Томск: Изд. ТПУ, 2008. (электронный читальный зал библиотеки ТПУ)

3. Обязательные разделы: 1. Введение 2. Строение вещества 3. Химическая термодинамика 4. Химическая кинетика 5. Растворы 6. Электрохимические процессы Структура курса “Химия”

4. ПЛАН ЛЕКЦИИ 1. Предмет, методы и задачи химии 2. Значение химии 3. Основные законы химии

5. ХИМИЯ - ЭТО РАЗДЕЛ ЕСТЕСТВОЗНАНИЯ • ПРЕДМЕТизучения химии есть материя в различных формах ее существования, которую мы называем веществом

6. Основная задача химиикак науки - изучение качественного и количественного состава веществ и закономерностей их превращений

7. Основные задачи химии • обеспечить агропромышленный комплекс удобрениями, химическими средствами защиты растений • улучшить производство кормов, химических продуктов способных заменить пищевое сырье • создать безотходные технологии и способы обезвреживания промышленных отходов действующих предприятий

8. Основные понятия химии

9. Вещество - это химическое соединение определенного состава, структуры и свойств • Молекула - наименьшая частица вещества, которая сохраняет его химические свойства • Молекулы - О2, N2, C6H6, NО2

10. Вещество может иметь молекулярное или немолекулярное строение Для обозначения последних используют формульные единицы (ФЕ- повторяющийся фрагмент структуры)

11. Вещества молекулярной структуры H2O NH3 NH3 C4H10 CO2

13. Структура NaCl (Б) (А) (А) - До связывания (Б) - После связывания

14. Атом • Атом - мельчайшая частица простого вещества, сохраняющая все его химические свойства • Атом- состоит из ядра с определенным числом протонов, нейтронов, и электронов вещество Молекула атом нейтрон ядро

15. Изотопы - это атомы с одним и тем же порядковым номером, но с различным числом нейтронов в ядре и, соответственно, с различными массами

16. Изотопы водорода Протий Дейтерий Тритий массы Н, D и Т равны 1;2;3 Протон Электрон Нейтрон

17. Химический элемент - это сорт атомов, характеризующийся одинаковым числом протонов

18. Простое вещество • Простое вещество состоит из атомов одного сорта (С, Ar, Cl2, Br2, P4, S8 и др.) • Аллотропия - это существование химического элемента в форме двух или нескольких простых веществ

19. Алмаз Графит Фулерен

20. Сложное вещество • Сложное вещество состоит из атомов разного сорта. • Изомерия - явление, при котором разные химические соединения имеют одинаковый кач-й и кол-й состав, но отличаются св-ми, структурой и строением • Пример: CO(NH2)2 - мочевина NH4NCO - цианат аммония изомеры

21. Количество вещества • Количество вещества измеряют числом характерных для него частиц: атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов • Единица измерения количества вещества – моль. Моль (n) – это такое количество вещества, в котором содержится 6,023•1023 его атомов, молекул, формульных или любых других структурных единиц

22. Атомная единица массы (а.е.м.) Это 1/12 массы атома 12С mа(12С) 12 19,93·10-27кг 12 1а.е.м.= = 1,667•10–27кг

23. Относительные атомные массы (Аr) Относительная масса атома хим. эл-та есть отношение массы его атома к 1/12 массы атома изотопа 12C, принятая за атомную единицу массы: 1а.е.м.= 1,66•10-24г = 1,66•10-27кг mа(O) 26,6 • 10-24г 1а.е.м. 1,66.10-24г = 16 а.е.м. Ar(O) = =

24. Относительная молекулярная масса (Мr) Это отношение массы молекулы к 1/12 массы атома изотопа 12С Мr вычисляется сложением относительных атомных масс элементов в формуле вещ-ва с учетом числа их атомов Пр: М(H2O) = 1•2+ 16 = 18 а.е.м.

25. Молярная масса (М) • Это масса одного моль вещества (г/моль) • Для в-в с атомной структурой (металлы, Si и др.) М = Аr, выраженной в граммах, • Например: M(Fe) = 55,85 г/моль. • Для веществ с молекулярной структурой М = Мr, выраженной в граммах • Например: M(H2SO4) = 98 г/моль • Для веществ с ионной структурой молярная масса рассчитывается для Ф.Е. вещества

26. Основные законы химии

27. Закон сохранения энергии Энергия изолированной системы есть величина постоянная

28. Закон сохранения массы В уравнении химической реакции масса исходных веществ равна массе продуктов реакции 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O 2 молек. 1 молек. 1 молек. 2 молек. 2 моль 1моль1моль 2моль 112г + 98г = 174г + 36г 210г = 210г число атомов К, Н, О, S слева и справа равны

29. Закон сохранения заряда Сумма зарядов реагентов равна сумме зарядов продуктов

30. Стехиометрические законы (основа атомно-молекулярного учения)

31. Закон постоянства состава Пруст и Бертолле 1799 - 1806 г. • Хим. соединения с молекулярной структурой имеют один и тот же состав и свойства независимо от способа их получения • Хим. соединения со структурой немолекулярной имеют один и тот же состав только при строгом соблюдении постоянными всех условий эксперимента

33. Пример С(к) + O2(г) = СО2(г) 2СО(г) + O2(г) = 2СО2(г) 2СН4(г) + 4O2(г) = 4Н2O(г) + 2СO2(г) СаСО3(к)= СаО(к) + СO2(г) СО2(к) = СО2(г) СаСО3(к) + 2НСl(р-р) = СаСl2(р-р) + + H2O (ж) +СО2(г)

34. Дальтониды - соединения постоянного состава (Г,Ж,Т вещества) • Бертоллиды - соединения переменного состава, зависящие от способа и условий получения Пример: оксиды металлов варьируют свой атомный состав - TiO0,94-1,10

35. Закон кратных отношений Дальтон,1803 г. (подтверждает атомный состав в-ва) • Если два простых вещества образуют между собой несколько соединений, то массы одного из них, взаимодействующие с одной и той же массой другого, относятся между собой как небольшие числа

37. Пример Оксид N,% O,% OO N N•0.58 N2О 63,7 36,7 0,58 1 NО 46,7 53,3 1,14 2 N2O3 36,8 63,2 1,72 3 NO2 30,4 69,6 2,29 4 N2O5 25,9 74,1 2,86 5

38. Закон эквивалентов Венцель,Рихтер, Воластон - 1804 г • Массы реагирующих веществ относятся друг к другу как их эквивалентные массы: m1 Mэ1 m2Mэ2 =

40. Взаимодействия атомов в веществах H Cl Na H 1ат 1ат 1ат 1ат 1 : 35,5 23 : 1 H O H H O O H 1атH : 1/2атО 1атH : 1атО 1 : 8 1:16

41. Na - OH H - O O NaHSO4 + H2O S Na - OH H - O O Na2SO4 + H2O +

42. Эквивалент – это реальная или условная частица, способная присоединить или заместить, или каким-либо др. образом эквивалентна атому водорода в кислотно-основных реакциях или эквивалентна 1е в ОВР

43. Реальные частицы - это атомы, ионы, молекулы • Условные частицы - их части (1/2 атома O, 1/2 иона Cu2+, 1/3 молекулы H3PO4 и.т.д.) • Масса этих частиц наз-ся эквивалентной массой(а.е.м.)

44. В качестве единицы изм-я принята экв-я масса атома водорода Эн = 1 а.е.м. • Масса 1 моль экв-тов называется молярной массой экв-та Мэ (г/моль) Мэ = m/n

45. В общем случае эквивалент в-ва может быть записан как 1/z (целая или часть частицы), где z- число эквивалентности (число взаимодействий) f = • z = стехиометрической валентности Мэ = М/z = M·f Фактор эквивалентности 1 z

46. Примеры Мэ(H2SO4) = 98/2 = 40 г/моль Мэ(Cr(OH)3)= 103/3 = 34,3 г/моль Мэ(Al2(SO4)3 = 342/6 = 57 г/моль Мэ(Cв CH4) = 12/4 = 3 г/моль

47. zдля оксидов = числу ОН– групп в сопряженном с ним гидроксиде CaO + H2O = Ca(OH)2 f(CaO) = 1/2 Cr2O3 + 3H2O = 2Cr(OH)3 f(Cr2O3) = 1/6 SO3 +H2O = H2SO4 SO2(OH)2 f(SO3) = 1/2 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 2PO(OH)3 f(P2O5) = 1/6

48. Мэ соединения в ОВР 2KMnO4 + 5Na2SO3 +3H2SO4 = +2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O MnO4– + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O Мэ (KMnO4) = 158/5 = 31,6 г/моль

49. Валентность (от Valentia – сила) • это способность атома присоединять к себе определенное число других атомов

50. Для количественного выражения этой способности используют три понятия валентности: 1)стехиометрическая валентность 2) электронная (структурная) валентность 3) координационное число