Библиотека студента УГНТУ

Министерство образования и науки Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Уфимский государственный нефтяной технический университет»

Библиотека студента УГНТУ

КРАТКИЙ КУРС ЛЕКЦИЙ

для студентов нехимических специальностей

Предисловие

 

В учебной программе студентов нехимических специальностей технического вуза, в частности УГНТУ, присутствует дисциплина «Химия». Для подавляющего большинства специальностей по данному предмету предусмотрено 12-20 лекций (24-40 часов), 3-5 практических занятий (6-10 часов) и 10-15 лабораторных занятий (20-30 часов).

Содержание лекционного материала включает два основных раздела: строение, общие (интегральные) свойства веществ и свойства важнейших элементов. На практических занятиях в интерактивном режиме подробно рассматриваются узловые, принципиальные вопросы программы, фокусируется внимание на разделах, имеющих наибольшее значение для всего курса. Лабораторные работы посвящены изучению широкого круга проблем термодинамики, кинетики, растворов, электрохимии и превращениям важнейших неорганических соединений. Студенты в ходе выполнения экспериментов получают необходимые навыки и опыт работы с химическими реактивами и реагентами. В совокупности аудиторные занятия, консультации, домашние и самостоятельные работы позволяют учащимся успешно освоить материал программы и в дальнейшем использовать полученные знания по химии при изучении специальных дисциплин.

В настоящее время по курсу «Химия» имеется большое количество учебников, учебных пособий, практикумов, сборников задач и др., как в печатной форме, так и на электронных носителях. Преподавателями кафедр ОАХ и ПХиФ в 2005-2009 годах издана обширная учебная литература для студентов нехимических специальностей (см.список рекомендуемой литературы).

В то же время из опыта преподавания следует, что отсутствие пособия, содержащего базовые сведения по дисциплине в краткой доступной форме, сдерживает рост успеваемости студентов по курсу «Химия».

В этой связи коллективы преподавателей кафедр ОАХ и ПХиФ УГНТУ совместно подготовили настоящее пособие*, цель которого − систематизировать, упростить и облегчить студентам I курса нехимических специальностей изучение и ознакомление с основным содержанием дисциплины «Химия». Краткий конспект каждой из 23-х лекций содержит описание базовых положений, терминов, формул и определений. Даны вопросы для самопроверки и контроля, а также приведены ссылки на 2 - 4 учебника, где данный раздел изложен более детально и подробно. В конце книги имеется расширенный список рекомендуемой учебной литературы и перечислены основные вопросы, выносимые на зачеты и экзамены.

 

*Также настоящее пособие рекомендовано кафедрой ОХТ СФ УГНТУ (зав. кафедрой профессор Р.Р. Даминев) для студентов специальностей АК, БОС, МХ, ОС, ТН, ТС очной и заочной форм обучения Стерлитамакского филиала УГНТУ.

 

Настоящее пособие не заменяет существующие учебники и практикумы, а, наоборот, предусматривает более подробное и детальное ознакомление и изучение разделов программы по основным учебникам. В то же время простота и доступность учебного пособия, на наш взгляд, позволяет студентам предварительно познакомиться с тематикой и содержанием лекций, лучше представить схему курса, связать между собой отдельные разделы программы.

Авторы − ведущие преподаватели кафедр ОАХ и ПХиФ - в краткой, тезисной форме обобщили и систематизировали основные параметры, цели и задачи каждой лекции. Это позволяет студентам свести к минимуму непроизводительный расход времени, концентрироваться на ключевых вопросах и положениях дисциплины.

Мы полагаем, что пособие окажется полезным и интересным всем без исключения студентам, изучающим на I курсе дисциплину «Химия», а также будет востребовано молодыми начинающими преподавателями и научными сотрудникам для подготовки к лекциям, лабораторным и практическим занятиям. Рекомендуем данное пособие учителям, преподавателям средних школ, техникумов, колледжей, а также школьникам - старшеклассникам, заинтересованным в углубленном изучении химии.

Выражаем глубокую благодарность доценту Буйловой Е.А. и доценту Чаловой О.Б. за подготовку рукописи к изданию.

 

Профессор Злотский С.С., заведующий кафедрой ОАХ;

 

профессор Мазитова А.К., заведующий кафедрой ПХиФ.

 

СОДЕРЖАНИЕ

Содержание дисциплины «Химия» для студентов нехимических специальностей АГ, АТ, АЭ, БАГ, БАТ, БАЭ, БМЗ, БМП, БТЭ, МЗ, МП, МС, ТЭ, ЭГ, ЭТ………….
Содержание дисциплины «Химия» для студентов нехимических специальностей БПГ, БПС, ВВ, ГФ, ДС, ПГ, ПС, ЭС………………………
Лекция 1. Квантово-механическая модель строения атома……..……............
Лекция 2. Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон. Периодическая система Д.И. Менделеева……………………………………..
Лекция 3. Основные типы химической связи. Ковалентная связь…………...
Лекция 4. Теория гибридизации и геометрия молекул. Полярность и поляризуемость ковалентной связи и молекул………………………………...
Лекция 5. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь.………….
Лекция 6. Химическая термодинамика………………………………………...
Лекция 7. Химическая кинетика………………………………………………..
Лекция 8. Химическое равновесие……………………………………………..
Лекция 9. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. Свойства растворов……………………………………………………………...
Лекция 10. Дисперсные системы. Поверхностные явления…………………..
Лекция 11. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация………
Лекция 12. Диссоциация воды. Диссоциация кислот и оснований. Водородный показатель…………………………………………………………
Лекция 13. Произведение растворимости. Ионно-обменные реакции……….
Лекция 14. Гидролиз солей. Буферные растворы ……………………………..
Лекция 15. Окислительно-восстановительные реакции………………………
Лекция 16. Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические процессы………………………………………………………….………………
Лекция 17. Электролиз расплавов и растворов………………………………..
Лекция 18. Общие свойства металлов………………………………….………
Лекция 19. Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии…………..........
Лекция 20. Металлы главной подгруппы II группы. Жесткость воды….........
Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо…………
Лекция 22. Полимеры……………………………………………………………
Лекция 23. Химическая идентификация, анализ вещества…………………...
Контрольные вопросы
Список рекомендуемой литературы

 

Содержание дисциплины «Химия»

для студентов нехимических специальностей: АЭ, БАЭ, БМЗ, БМП, МЗ, МП, МС, ТЭ, БТЭ, ЭГ,

ЭТ (АГ, АТ, БАГ, БАТ)

Аудиторные занятия: лекции–34 ч (20ч), практические занятия - 8 ч (4 ч), лабораторные занятия - 28 ч (16 ч),

РГР (домашние задания или контрольные работы), зачёт - 0, экзамен - 1

	Модуль 1 «Строение вещества»	Лекции–10 ч, практические занятия -6 ч, лабораторные занятия-0 ч, РГР-1
Тема	Наименование вопросов, изучаемых на лекции	№ лекции по пособию	Содержание практических занятий	Содержание лабораторных занятий	РГР контрольные точки
1.1	Квантово-механическая модель строения атома. Составные части атома. Строение многоэлектронных атомов. Принцип Паули. Правило Гунда. Правила Клечковского	Лекция 1 Лекция 2
1.2	Электронные конфигурации атомов. Периодический закон. Периодическая система Д.И.Менделеева. Типы элементов (s, р, d, f) и их расположение в периодической системе. Периодическое изменение свойств элементов в соответствии с электронной структурой их атомов. Атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность	Лекция 2
1.3	Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Энергетическая диаграмма образования молекулы водорода. Механизмы образования и характеристики ковалентной химической связи (насыщенность, направленность)	Лекция 3	1.Строение атома. Электронные формулы атомов и ионов. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Периодическое изменение свойств элементов в соответствии с электронной структурой их атомов по периодам и группам
1.4	Теория гибридизации и геометрия молекул. Полярность и поляризуемость ковалентной связи и молекул	Лекция 4	2.Ковалентная химическая связь. Механизм образования. Свойства ковалентной химической связи. Теория гибридизации, геометрия молекул. Полярность молекул
1.5	Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Влияние на физические свойства веществ. Металлическая связь и металлические структуры. Ионная связь и её свойства. Ионные кристаллы	Лекция 5	3.Типы межмолекулярных взаимодействий. Водородная связь и её влияние на физические свойства. Металлическая связь и металлические структуры. Ионная связь и её свойства. Ионные кристаллы		Контрольная работа 1 «Строение вещества»
	Модуль 2 «Закономерности протекания химических процессов»	Лекции – 6 ч, практические занятия - 2 ч, лабораторные занятия - 6 ч, РГР-1
Тема	Наименование вопросов, изучаемых на лекции		Содержание практических занятий	Содержание лабораторных занятий	РГР контрольные точки
2.1	Химическая термодинамика. Закон Гесса и следствия из него. Теплота образования вещества. Энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса. Направление химических процессов	Лекция 6	4.Химическая термодинамика. Химическая кинетика и равновесие. Решение задач	1. ЛР-1. Тепловые эффекты и направление протекания химических реакций
2.2	Химическая кинетика. Понятие о скорости химических реакций. Факторы, влияющие на скорость (концентрация, температура, катализатор). Энергия активации. Гомогенный и гетерогенный катализ	Лекция 7		2. ЛР-2. Химическая кинетика и химическое равновесие
2.3	Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Колебательные реакции	Лекция 8		3.ЛР-3. Химическая кинетика и химическое равновесие	Контрольная работа 2 «Закономерности протекания химических процессов»
	Модуль 3 «Дисперсные системы и растворы»	Лекции – 8 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 8 ч, РГР-1
Тема	Наименование вопросов, изучаемых на лекции		Содержание практических занятий	Содержание лабораторных занятий	РГР контрольные точки
3.1	Растворы. Способы выражения концентраций растворов. Свойства растворов. Дисперсные системы. Поверхностные явления. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Понятие об электролитах. Степень диссоциация, константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Растворы сильных электролитов. Ионная сила растворов. Активность ионов	Лекция 9* Лекция 10* Лекция 11		4.ЛР-4. Приготовление раствора NaCl заданной концентрации
3.2	Диссоциация воды. Диссоциация кислот и оснований. Водородный показатель. Ионное произведение воды. Расчет рН растворов сильных и слабых кислот; сильных и слабых оснований	Лекция 12		5.ЛР-5. Ионно-обменные реакции. Условие их протекания. Диссоциация кислот и оснований
3.3	Произведение растворимости. Ионно-обменные реакции. Равновесие в растворах плохо растворимых сильных электролитов. Условия образования и растворения осадков. Направление протекания ионно-обменных реакций. Реакция нейтрализации	Лекция 13		6.ЛР-6. Условия выпадения и растворения осадков. Произведение растворимости
3.4	Гидролиз солей. Буферные растворы. Гидролиз по катиону, гидролиз по аниону, полный гидролиз. Степень гидролиза и факторы, влияющие на неё. Константа гидролиза. Расчет рН растворов солей. Буферные растворы	Лекция 14		7.ЛР-7. Гидролиз солей. Обратимость гидролиза. Факторы, влияющие на гидролиз	Контрольная работа 3 «Дисперсные системы и растворы»
	Модуль 4 «ОВР. Электрохимические процессы»	Лекции – 6 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 8 ч, РГР-1
Тема	Наименование вопросов, изучаемых на лекции		Содержание практических занятий	Содержание лабораторных занятий	РГР контрольные точки
4.1	Окислительно-восстановительные реакции. Основные понятия. Составление уравнений ОВР. Метод ионно-электронного баланса. Направление протекания ОВР	Лекция 15		8.ЛР-8. Окислительно-восстановительные реакции. Направление протекания
4.2	Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические процессы.Стандартный водородный электрод. Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов (ОВП). Гальванический элемент. Электрохимические цепи	Лекция 16		9.ЛР-9. Гальванический элемент. Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов
4.3	Электролиз расплавов и растворов солей.Потенциал разложения. Ряд разряжаемости катионов и анионов. Электролиз с активным анодом	Лекция 17		10.ЛР-10. Электрохимическая коррозия металлов
4.4				11.ЛР-11. Электролиз растворов солей	Контрольная работа 4 «ОВР. Электрохимические процессы»
	Модуль 5 «Химические свойства металлов»	Лекции – 4 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 4 ч, РГР-1
Тема	Наименование вопросов, изучаемых на лекции		Содержание практических занятий	Содержание лабораторных занятий	РГР контрольные точки
5.1	Общие свойства металлов. Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с неметаллами, с водой, основаниями. Взаимодействие металлов с кислотами, растворами солей	Лекция 18		12.ЛР-12. Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с неметаллами, с водой, основаниями
5.2	Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии Виды коррозии. Меры борьбы с коррозией	Лекция 19		13.ЛР-13. Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с кислотами и солями	Контрольная работа 5 «Химические свойства металлов
5.3	Металлы главной подгруппы II группы. Жесткость воды. Физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли металлов IIА группы. Жесткость воды, устранение жесткости	Лекция 20*
5.4	Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо.Физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли металлов	Лекция 21*
	Модуль 6 «Полимеры. Химическая идентификация. Качественный и количественный анализ»	Лекции – 0 ч, практические занятия - 0 ч, лабораторные занятия - 2 ч, РГР-1
Тема	Наименование вопросов, изучаемых на лекции		Содержание практических занятий	Содержание лабораторных занятий	РГР контрольные точки
6.1	Полимеры.Полимер, мономер, полимеризация, поликонденсация, пластмассы, эластомеры, каучуки, резины	Лекция 22*
6.2	Химическая идентификация, анализ вещества.Химическая идентификация, качественный и количественный анализ, аналитический сигнал, аналитическая реакция, групповой реагент, специфические реакции, дробный и систематический анализ, гравиметрический, титриметрический методы количественного анализа. Химические, физико - химические, физические, биологические методы анализа	Лекция 23*		14.ЛР-14. Определение общей и карбонатной жёсткости воды. Умягчение воды	Домашнее задание «Жесткость воды»

* Для самостоятельного изучения.

Содержание дисциплины «Химия»

Для студентов нехимических специальностей: ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ, ДС, ЭС, ГФ

* Для самостоятельного изучения. Н.М. Шаймарданов, Л.Е.Салова

Лекция 1. Квантово-механическая модель строения атома

Атом - химически неделимая единица вещества и представляет собой сложную электронейтральную микросистему находящихся в движении элементарных частиц.… В 1911 г. Э.Резерфорд предложил модель атома, согласно которой атом состоит из… Главное квантовое число – n - принимает только целые положительные значения n = 1, 2, 3…∞. С увеличением n…

Лекция 2. Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон. Периодическая система Д.И. Менделеева

Ключевые слова: электронная структура атомов, последовательность энергетических уровней и подуровней атомов, принципы заполнения атомных орбиталей…   В атоме водорода атомные орбитали (АО) на одном энергетическом уровне «вырождены», т.е. имеют одинаковые значения для…

Лекция 3. Основные типы химической связи. Ковалентная связь

  Под химической связью понимают силы притяжения, удерживающие атомы или (ионы)… Ионная связьосуществляется как электростатическое притяжение противоположно заряженных ионов (простых или сложных).…

Лекция 4. Теория гибридизации и геометрия молекул.

Полярность и поляризуемость ковалентной связи и молекул

  Направленность ковалентной связи определяет геометрическую структуру (форму)… Возможны также гибридные орбитали с участием d-атомных орбиталей (sp2d, sp3d, sp3d2). Геометрия молекул формируется…

Лекция 5. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь

механизмы взаимодействий, водородная связь.   Электрически нейтральные атомы и молекулы, валентно насыщенные в общем понимании, способны к дополнительному…

Лекция 6. Химическая термодинамика

В термодинамике весь объективный мир делится на систему и окружающую среду. Система – это некоторая часть материального мира, ограниченная реальной… Совокупность всех свойств системы есть её состояние. Те свойства, которые… Химические процессы - это превращение одних веществ в другие. На разрыв связей в молекулах исходных веществ энергия…

Лекция 7. Химическая кинетика

Ключевые слова: скорость химических реакций, закон действия масс, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса, энергия активации, гомогенный и…   Химическая кинетика – учение о скорости и механизме химических реакций. При рассмотрении вопроса о скорости реакций…

Лекция 8. Химическое равновесие

Ключевые слова: обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие в гомо- и гетерогенных системах, константа равновесия, смещение…   Необратимыми химическими реакциями называют реакции, протекающие только в одном направлении до полного превращения…

Нарушение равновесия вследствие изменения температуры определяется знаком теплового эффекта реакции: при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической (ΔH>0), а при понижении – в направлении экзотермической реакции (ΔH<0).

Колебательные реакции – периодические процессы, характеризующиеся колебаниями концентраций некоторых промежуточных соединений и, соответственно, скоростей превращения. Наблюдаются такие процессы в газовой и жидкой фазах и, особенно часто, на границе раздела этих фаз с твердой фазой.

Контрольные вопросы:

1. Основные понятия: обратимые и необратимые реакции, сдвиг равновесия, константа равновесия, факторы, влияющие на константу.

2. Смещение химического равновесия, принцип Ле-Шателье.

3. Понятие о колебательных реакциях.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 187 - 193.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 142 – 151.

Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева

Лекция 9. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. Свойства растворов

  Раствор - это твердая, жидкая или газообразная гомогенная система, состоящая… Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в…

Лекция 10. Дисперсные системы. Поверхностные явления

Ключевые слова: дисперсионная среда, дисперсная фаза, адсорбция, поверхностно-активные вещества (ПАВ). Дисперсные системы – гетерогенные системы, состоящие из сплошной непрерывной… Количественной характеристикой дисперсности (раздробленности) вещества является степень дисперсности (Д): Д = 1/a, где…

Типы гетерогенных дисперсионных систем

Таким образом, дисперсные системы – гетерогенные системы. В системах Ж-Г, Ж-Т, Г-Т и других каждая фаза ограничена внешней поверхностью. Состояние… Чем больше поверхность раздела между фазами (или поверхность единицы объема… Одним из таких самопроизвольных процессов, протекающих на границе раздела двух фаз и приводящих к снижению…

Лекция 11. Растворы электролитов. Электролитическая

Диссоциация

Ключевые слова: электролиты, сольватация, степень диссоциации, константа диссоциации, ионная сила раствора, активность ионов, коэффициент…   По способности проводить электрический ток все вещества делятся на электролиты (проводящие электрический ток) и…

Лекция 12. Диссоциация воды. Диссоциация кислот и оснований.

Водородный показатель

  Вода в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (очень… К её диссоциации можно применить закон действующих масс:

Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот

HNO3 H+ + NO3– (сильная кислота - сильный электролит) Расчет рН сильной кислоты проводят по уравнению рН = - lgаН+ = - lgfН+[H+], где аН+ - активная концентрация, моль/л.

Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований

NaOH Na+ + OH– (сильное основание - сильный электролит) Можно считать, что [ОH-] = Сщел, где Сщел - молярная концентрация сильного… 2. Диссоциация слабого основания протекает незначительно, частично:

Лекция 13. Произведение растворимости. Ионно-обменные реакции

  Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого… то выражение для константы равновесия – произведения растворимости ( ) – будет иметь вид: Кр = = [An+]m·[Bm-]n,…

Направление ионно-обменной реакции между двумя электролитами в растворе определяется возможностью образования их ионами осадка, газа или слабого электролита.

1. Образование малорастворимого соединения, выпадающего в виде осадка: AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃ (молекулярное уравнение)

Ag⁺ + NO₃ ^– + Na⁺ + Cl ^– = AgCl↓ + Na⁺ + NO₃ ^– (полное ионное уравнение)

Ag⁺ + Cl ^– = AgCl↓ (сокращенное ионное уравнение ).

2. Образование газообразного вещества, удаляемого из раствора:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

2Na⁺ + CO₃^{2 –} + 2H⁺ + SO₄^{2 –} = 2Na⁺ + SO₄^{2 –} + H₂O + CO₂↑

CO₃^{2 –} + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑

3. Образование растворимого, но мало диссоциированного вещества, например, воды, слабой кислоты или слабого основания:

CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CH₃COOH

CH₃COO ^–+ Na⁺ = 2Na⁺ +SO₄^{2 –}+ CH₃COOH

CH₃COO ^– + H⁺ = CH₃COOH;

4. Образование устойчивой комплексной частицы – молекулы или иона:

HgI₂ + 2KI = K₂[HgI₄]

Hg²⁺ + 2I ^– + 2K⁺ + 2I ^– = 2K⁺ + [HgI₄]^{2 –}

Hg²⁺ + 4I ^– = [HgI₄]^{2 –}

Реакциями нейтрализации называются обменные реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются соль и вода, например: NaOH + HCl = NaCl + H₂O или OH ^– + H⁺ = H₂O.

При нейтрализации сильного основания сильной кислотой равновесие практически полностью смещено в сторону образования воды. Реакции нейтрализации при взаимодействии кислот и оснований, различающихся по силе, не доходят до конца вследствие протекания обратной реакции гидролиза соли, например: СН₃СООН + NaOH CH₃COONa + Н₂О

СН₃СООН + ОН^- СН₃СОО^- + Н₂О.

Реакции нейтрализации экзотермические и протекают с выделением тепла.

Контрольные вопросы:

1. Произведение растворимости.

2. Растворимость и ее связь с произведением растворимости.

3. Условия образования и растворения осадков.

4. Ионно-обменные реакции.

5. Направление протекания ионно-обменных реакций.

6. Реакции нейтрализации.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 252 - 258.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 232 - 234.

А.Т. Чанышева

Лекция 14. Гидролиз солей. Буферные растворы

  Гидролиз солей -это ионно-обменное взаимодействие соли с водой. Реакция… Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NаСl, КNO3, Rb2SO4), не содержат ионов, способных к…

Лекция 15. Окислительно-восстановительные реакции

  Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции, протекающие…

Окислитель– акцептор электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот, окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару.

Окисление – процесс, в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов. Восстановление – процесс, в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования (или самоокисления-самовосстановления), конпропорционирования.

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс. Электронный баланс:число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем. Материальный баланс:число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.

Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакций ОВР любого типа. Он включает определение степеней окисления элементов, наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Сr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ 1

I^– – 1e → I^o 3

Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах с учетом диссоциации сильных хорошо растворимых электролитов на ионы. Он включает составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H₂O и H⁺ - для реакций в кислой среде и частиц H₂O и OH^– - для реакций в щелочной среде.

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O 2 (процесс восстановления)

SO₃^2– + H₂O – 2e → SO₄^2– + 2H⁺ 5 (процесс окисления)

Далее определяют заряд каждой из систем до и после превращения; рассчитывают число «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов и определяют коэффициенты электронного баланса; проводят сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на соответствующие коэффициенты электронного баланса и «приведение подобных членов». В итоге получают краткое ионное уравнение:

2MnO₄^– + 6H⁺ + 5SO₃^2– →2Mn²⁺ + 5SO₄^2– + 3H₂O (краткое ионное уравнение)

Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное уравнение (с учетом состава соединений):

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O + K₂SO₄

Определяют коэффициенты перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).

Свойства сопряженной окислительно-восстановительной пары характеризует окислительно-восстановительный потенциал (φ_{ок./вос.}, В).

Окислительно-восстановительная реакция протекает самопроизвольно, если изменение свободной энергии Гиббса (∆G) отрицательно: ∆G < 0. Для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водной среде, изменение свободной энергии Гиббса связано со значениями окислительно-восстановительных потенциалов соотношением

∆G = -nF (φ_ок - φ_вос) < 0,где n - число электронов, F- постоянная Фарадея [Кул/моль], φ_ок и φ_вос – окислительно-восстановительные потенциалы (В) системы окислителя и восстановителя соответственно. Разность окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителяназывают электродвижущей силой реакции (ЭДС)и измеряют в вольтах (В). Таким образом, ОВР между данным окислителем и данным восстановителем протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС положительна: ЭДС = [φ_ок – φ_вос ] > 0илиφ_ок > φ_вос.

Контрольные вопросы:

1. Основные понятия: ОВР, степень окисления, окислитель, восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.

2. Типы окислительно-восстановительных реакций.

3. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

4. Составление уравнений ОВР методом ионно-электронного баланса.

5. Направление протекания ОВР.

 

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 271 - 280.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 251 – 259.

Ю.Н. Биглова, Л.З. Рольник, О.И. Михайленко

Лекция 16. Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические процессы

Ключевые слова:электродный потенциал, гальванический элемент, электрохимические цепи, стандартный водородный электрод, стандартный электродный…   Если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются молекулами…

Лекция 17. Электролиз расплавов и растворов солей

Ключевые слова: электролиз расплавов и растворов солей, катод, инертный и активный анод, потенциал разложения.   Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через…

Лекция 18. Общие свойства металлов

  Из 110 известных к настоящему времени элементов только 22 относятся к… Металлы – это элементы, между атомами которых осуществляется металлическая связь. Это сильно нелокализованная связь,…

Химические свойства металлов

1. Металлы реагируют с простыми веществами - неметаллами: со фтором – почти все металлы, продукты реакции называют фториды; хлором – почти все,… 2. С водой взаимодействуют, вытесняя водород из воды, только те металлы,… 2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2

Лекция 19. Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии

Ключевые слова: электрохимическая и химическая коррозия металлов, способы защиты от коррозии. Коррозия – самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс разрушения… Химическая коррозия подчиняется основным законам химической кинетики гетерогенных реакций. Химическая коррозия…

Применение коррозионно-стойких материалов.

4. Электрохимические методы защиты металлических изделий подразделяются напротекторную, катодную, электродренажную и анодную защиты. Протекторная…   Контрольные вопросы:

Лекция 20. Металлы главной подгруппы II группы. Жесткость воды

Ключевые слова: физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли металлов IIА группы. Жесткость воды, устранение жесткости.   В главную подгруппу II группы входят металлы бериллий Ве, магний Mg и щелочноземельные металлы кальций Са, стронций…

Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо

Ключевые слова: физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли металлов. Алюминий– основной представитель металлов главной подгруппы III группы… Нахождение в природе. По распространенности занимает третье место среди всех элементов (после О и Si) и первое среди…

Лекция 22. Полимеры

Ключевые слова: полимер, мономер, полимеризация, поликонденсация, пластмассы, эластомеры, каучуки, резины. Высокомолекулярными соединениями (ВМС), или полимерами, называют сложные… Классификация полимеров:

Лекция 23. Химическая идентификация, анализ вещества

анализ, аналитический сигнал, аналитическая реакция, групповой реагент, специфические реакции, дробный и систематический анализ, гравиметрический метод, титриметрический метод, метод нейтрализации, метод комплексонометрии,

Контрольные вопросы

для подготовки к экзамену по дисциплине «Химия»

для студентов нехимических специальностей АГ, АТ, АЭ, БАГ, БАТ, БАЭ, БМЗ, БМП, БТЭ, МЗ, МП, МС, ТЭ, ЭГ, ЭТ

Вопросы к модулю 1 «Строение вещества»

1. Квантово-механическая модель строения атома. Корпускулярно-волновые свойства электрона: уравнение Де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга.

2. Уравнение Шредингера. Квантовые числа, волновая функция, понятие об атомной орбитали.

3. Энергетическая диаграмма возможных состояний электрона в атоме водорода.

4. Распределение электронов по АО в многоэлектронных атомах. Принцип Паули, правило Гунда, правила Клечковского.

5. Периодический закон. Периодическая система. Электронные конфигурации атомов.

6. Периодические свойства атомов (радиусы атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность).

7. Характерные степени окисления элементов.

8. Ковалентная химическая связь: механизмы её образования, разновидности. Длина, энергия, порядок (кратность) ковалентной связи.

9. Насыщаемость ковалентной связи и валентные возможности атомов.

10. Направленность ковалентной связи и геометрия молекулы.

11. Полярность и поляризуемость ковалентной связи. Полярность молекулы.

12. Металлическая связь. Деление элементов на металлы и неметаллы. Металлические структуры.

13. Ионная связь и её свойства. Ионные кристаллы.

14. Типы межмолекулярных взаимодействий.

15. Водородная связь и её влияние на физические свойства вещества.

 

Вопросы к модулю 2 «Закономерности протекания химических процессов»

16. Термохимические уравнения. Закон Гесса, следствия из него. Энтальпия.

17. Направление осуществления химических реакций. Энтропия. Энергия Гиббса.

18. Понятие о скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Влияние концентраций на скорость реакции.

19. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.

20. Понятие об энергии активации. Гомогенные и гетерогенные катализаторы, каталитические системы, механизм действия катализаторов.

21. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие и его признаки. Константа химического равновесия.

22. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

 

Вопросы к модулю 3 «Дисперсные системы и растворы»

23. Классификация дисперсных систем. Понятие о растворах. Растворимость. Концентрации растворов.

24. Физико-химические свойства растворов нелетучих веществ (давление насыщенного пара, температура замерзания, температура кипения, осмотическое давление).

25. Понятие об электролитах, степень диссоциации. Растворы сильных электролитов. Ионная сила растворов. Активность ионов.

26. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Факторы, влияющие на степень диссоциации слабого электролита.

27. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

28. Понятие о кислотах. Константы диссоциации слабых кислот. рН в растворах слабых кислот.

29. Понятие об основаниях. Константы диссоциации слабых оснований. рН в растворах слабых оснований.

30. Плохо растворимые электролиты. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

31. Ионно-обменные реакции. Реакция нейтрализации.

32. Гидролиз солей, константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на неё.

 

Вопросы к модулю 4 «Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы»

33. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Основные понятия. Направление протекания ОВР.

34. Понятие об окислительно-восстановительном потенциале (ОВП). Стандартный водородный электрод. Стандартные ОВП. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

35. Факторы, влияющие на величину ОВП. Уравнение Нернста.

36. Гальванические элементы. Элемент Даниэля-Якоби. Основные типы и области практического использования гальванических элементов.

37. Электролиз расплава соли. Основные понятия. Потенциал разложения. Перенапряжение.

38. Электролиз растворов солей. Ряд разряжаемости катионов и ряд разряжаемости анионов. Области практического применения электролиза.

 

Вопросы к модулю 5 «Химические свойства металлов»

39. Химические свойства металлов, взаимодействие металлов с неметаллами.

40. Взаимодействие металлов с водой.

41. Взаимодействие металлов с кислотами.

42. Взаимодействие металлов со щелочами.

43. Классификация неорганических веществ. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов металлов.

44. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии.

45. Общая характеристика физических и химических свойств металлов IIА подгруппы. Магний, кальций. Жесткость воды. Умягчение воды.

46. Основные конструкционные металлы - хром, марганец, железо, алюминий. Общая характеристика физических и химических свойств.

 

Вопросы к модулю 6 «Полимеры. Химическая идентификация. Качественный и количественный анализ»

47. Полимеры и олигомеры.

48. Химическая идентификация. Аналитический сигнал, химический анализ.

49. Классификация методов качественного анализа.

50. Классификация методов количественного анализа.

51. Классификация методов титриметрического анализа.

52. Теоретические основы кислотно-основного, окислительно-восстановительного титрования. Индикаторы. Принцип их действия.

53. Трилонометрический метод определения жесткости воды.

54. Физические, физико-химические методы анализа.

 

Контрольные вопросы

для подготовки к экзамену по дисциплине «Химия»

для студентов нехимических специальностей ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ,

ДС, ЭС, ГФ

 

Вопросы к модулю 1 «Реакционная способность веществ»

1. Предмет химии. Классификация неорганических соединений. Моль. Атомная единица массы. Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей, оксидов.

2. Теория строения атома по Бору. Постулаты Бора. Расчет радиусов орбит и скоростей движения электронов по орбитам. Оптический спектр атома водорода. Схема возникновения спектральных линий и серий.

3. Принципы, на которых основана квантово-механическая модель строения атома. Особенность решения и информация, получаемая при решении уравнения Шредингера. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (АО).

4. Строение многоэлектронных атомов. Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.

5. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система элементов. Структуры короткопериодного и длиннопериодного вариантов периодической системы элементов. Электронные аналоги.

6. Энергия ионизации атомов. Сродство к электрону. Электроотрицательность. Закономерности их изменений по периодам и группам элементов периодической системы. Зависимость от их величин окислительно - восстановительных и кислотно-основных свойств атомов и веществ.

7. Химическая связь. Ковалентная связь (КС). Механизм образования и свойства КС. Энергия химической связи. Длина связи. Свойства КС - направленность и насыщаемость, полярность. Теория гибридизации КС. Донорно-акцепторная связь. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие.

 

Вопросы к модулю 2 «Химическая термодинамика и кинетика»

1. Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса. Расчет тепловых эффектов реакций.

2. Химическое сродство. Направление химических реакций. Свободная энергия Гиббса. Энтропия. Энтальпийный и энтропийный факторы энергии Гиббса.

3. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Закон действующих масс. Влияние температуры на скорость реакций. Энергия активации. Катализаторы, каталитические системы, механизм действия катализаторов.

4. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье. Фазовое равновесие. Правило фаз.

 

Вопросы к модулю 3 «Химические системы»

1. Растворы. Растворимость газов, жидкостей, твердых тел в жидкостях. Способы выражения концентрации растворов. Термодинамика растворения.

2. Растворы неэлектролитов. Давление пара над раствором. Тонометрический закон Рауля. Явление криоскопии и эбуллиоскопии. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

3. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. Сильные и слабые электролиты. Активность ионов. Коэффициент активности ионов.

4. Ионообменные реакции. Направление протекания реакции.

5. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы кислотные и щелочные. Механизм их действия.

6. Произведение растворимости солей.

7. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Степень гидролиза. Константа гидролиза.

8. Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.

9. Классификация гетерогенных дисперсных систем по степени дисперсности и агрегатному состоянию.

10. Поверхностные явления в дисперсных системах. Поверхностная энергия. Поверхностное натяжение. Поверхностно-активные вещества и их адсорбция на границе раздела фаз. Изотермы адсорбции и поверхностного натяжения.

11. Адсорбция из растворов электролитов. Ионная и ионно-обменная адсорбция. Иониты - катиониты и аниониты.

12. Жесткость воды. Трилонометрический метод ее определения. Умягчение воды катионитами.

13. Коллоидно-дисперсные системы. Электрокинетические явления. Электрокинетический потенциал. Коагуляция электролитами.

14. Грубодисперсные системы - эмульсии, пены, взвеси.

 

Вопросы к модулю 4 «Электрохимические системы»

1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Степень окисления атома (окислительное число). Основные окислители и восстановители. Классификация ОВР. Составление уравнений ОВР методами электронного и ионно-электронного баланса.

2. Электродный потенциал. Измерение электродного потенциала. Ряд “напряжений” металлов. Свойства этого ряда.

3. Принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Устройство и принцип работы бытовых “сухих” элементов.

4. Разновидности гальванических элементов - окислительно-восстановительные и концентрационные.

5. Электролиз. Законы электролиза. Электролиз водных растворов солей.

6. Коррозия металлов. Химическая, электрохимическая, электрическая. Основные способы защиты от коррозии

Вопросы к модулю 5 «Избранные вопросы химии»

1. Основные конструкционные металлы - хром, марганец, железо, алюминий. Общая характеристика физических и химических свойств. Практика измененияв стройиндустрии.

2. Магний, кальций. Представление о вяжущих веществах на основе соединений магния и кальция.Жесткость воды. Умягчение воды.

3. Кремний. Двуокись кремния. Кремневые кислоты. Силикаты, алюмосиликаты, гидросиликаты кальция. Портландцементный клинкер. Стекло. Стекломатериалы. Ситаллы.

4. Полимеры и олигомеры. Строительные изделия и материалы на их основе. Методы синтеза высокомолекулярных соединений.

5. Вещество и его чистота. Аналитический сигнал и его виды.

6. Теоретические основы кислотно-основного окислительно-восстановительного титрования. Индикаторы. Принцип их действия.

7. Теоретические основы физических, физико-химических методов анализа – колориметрических, электрохимических, спектрофотометрических и т.д.

Список рекомендуемой литературы

1 Основная

1.1. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов/ под ред. А.И. Ермакова. –29 - е изд., испр.–М.: Интеграл–Пресс, 2004. – 728 с.

1.2. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. – 752 с.

1.3.Глинка Н.Л., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие для студентов нехимических спец. вузов / под ред. В.А.Рабиновича, Х.М. Рубиной – изд. стер. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.

Дополнительная

2.2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов – М: Химия, 2000. – 592 с. 2.3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов.–М.: Высшая… 2.4. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов – 7-е изд., испр. – М.: Высшая школа,…