Химия. Конспект лекций

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Химия

Конспект лекций для первокурсника

ПЕНЗА ИИЦ ПГУ 2004

Х46 Рецензент:

ВВЕДЕНИЕ

ХИМИЯ – наука, изучающая строение веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава и (или) строения. Число химических соединений огромно и все время увеличивается, поскольку химия сама создает свой объект; к концу XX в. известно около 10 млн химических соединений. Химия как наука и отрасль промышленности существует недолго (около 400 лет).

Поскольку почти вся практическая деятельность людей связана с применением материи как вещества, химическое знание необходимо во всех областях науки и технологии, осваивающих материальный мир. Поэтому сегодня химия стала, наравне с математикой и физикой, хранилищем и генератором такого знания, которое «пропитывает» всю остальную науку.

Химией как наукой то слепо восхищались, то слепо отрицали. На деле химия является системообразующим фактором современного общества, т.е. совершенно необходимым условием его существования и воспроизводства.

Химия как дисциплина относится к циклу естественнонаучных дисциплин. Изучение ее базируется на математике и физике.

Конспект лекций, написанный в соответствии с требованиями образовательного стандарта сотрудниками кафедры «Общая и биологическая химия Пензенского государственного университета, предназначен для студентов-первокурсников, обучающихся по специальностям технического направления.

Nbsp; ЛЕКЦИЯ 1. Теория строения атома

Атом – сложная микросистема, состоящая из множества микрочастиц, подчиняющихся законам микромира. С точки зрения химии, атом – наименьшая частица… Атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него… Масса электрона в 1823 раз меньше массы протона или нейтрона, поэтому масса атома, по существу, равна сумме масс…

Основные положения квантовой механики.

Е = hν, где h – постоянная Планка (равная 6,62 10-34 Дж с), ν – частота… Бор предложил, что момент количества движения электрона (р) кратен h/2π:

Квантовые числа.

2. Орбитальное квантовое число (l = 0, 1, 2,…до (n–1)) определяет форму электронного облака и энергию электрона на подуровне: под уровень s p d f l …

Правила заполнения электронами уровней и подуровней.

Из этого вытекает, что на s подуровне может располагаться только два электрона, на р подуровне 6, на d подуровне 10 и т.д. с антипараллельным… Принцип наименьшей энергии: электроны в основном состоянии атома заполняют… 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f145d96p67s26d15f146d10.

Лекция 2.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ

СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. Менделеева

Повторяемость свойств элементов (и их соединений) обусловлена периодической повторяемостью электронной конфигурации внешнего квантового слоя атомов… В соответствии с этим законом химические элементы организованы и приведены в… Структура периодической системы химических элементов. Элементы в периодической системе имеют порядковый номер, который…

Таблица 1

Относительная электроотрицательность элементов I–IV периодов

Нерешенные проблемы периодической системы.

Главная из них заключается в неопределенности верхней границы периодической системы. Допустимо, что верхняя граница определяется пределом синтеза элементов. В настоящее время он доведен до Z=118.

В середине 60-х гг. учеными США и СССР была выдвинута гипотеза о существовании в области больших значений Z так называемых островков относительной стабильности нуклидов. В соответствии с ней гипотетические нуклиды, отвечающие "магическим" значениям Z = 110, 114, 126 и 164 или N = 184 (N = число нейтронов), должны быть достаточно долгоживущими (относительно стабильными) по отношению к спонтанному делению.

Значение периодической системы.

1. сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии многих естественнонаучных дисциплин,

2. стала важным звеном в эволюции атомно-молекулярного учения, способствовала формулировке современного понятия "химический элемент" и уточнению представлений о простых веществах и соединениях,

3. решила проблемы прогнозирования в химии, что проявилось как в предсказании существования неизвестных элементов и их свойств, так и новых особенностей химического поведения уже открытых элементов,

4. периодическая система – важнейшая основа неорганической химии; она служит задачам синтеза веществ с заранее заданными свойствами, созданию новых материалов (полупроводниковых), подбору катализаторов.

Лекция 3. Химическая связь.

Межмолекулярное взаимодействие

Лишь немногие элементы (благородные газы) находятся в обычных условиях в состоянии одноатомного газа. Атомы остальных – входят в состав молекул или… Химическая связь – это силы, которые удерживают атомы в молекуле. При… Теория химического строения.Химическая связь образуется за счет обобществления пары электронов с разным спином…

Nbsp; Лекция 4. Элементы химической термодинамики

Объектом изучения в термодинамике является система – совокупность находящихся во взаимодействии веществ, мысленно (или фактически) обособленная от… По количеству фаз различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенные… Состояние системы определяет температура, давление, плотность, концентрация и т.п. (параметры системы). Изменение…

Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называетсятермохимией. Уравнения химических реакций, в которых указаны их тепловые эффекты, называются термохимическими уравнениями.

Тепловые эффекты химических реакций–теплота, выделенная или поглощенная термодинамической системой при протекании в ней химической реакции. Определяется при условии, что система не совершает никакой работы (кроме возможной работы расширения), а температуры реагентов и продуктов равны.

При постоянном давлении (p) и отсутствии других видов работ кроме работы против внешнего давления из первого закона термодинамики можно получить:

Q = ΔH = ΔU + pΔV.

Таким образом тепловой эффект химической реакции равен ΔН, которая в термодинамике носит название энтальпия.

Из первого закона термодинамики следует, что тепловой эффект химической реакции(при р = const и Т = const)не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции (закон Г. И. Гесса).

Термохимические расчеты. В основе большинства термохимических расчетов лежит следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции(ΔН)за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов(n, m)в уравнении реакции:

(1)

продукты исходных

реакции веществ

Энтальпия образования химических соединений (DН) – изменение энтальпии в процессе получения этого соединения из простых веществ, устойчивых при данной температуре.

Стандартной энтальпией (теплотой) образования химического соединения (ΔН°₂₉₈) называется изменение энтальпии в процессе образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии
(Т = 298 К и давление р = 1,01∙10^–5 Па), из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых фазах и модификациях. Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях. Стандартная энтальпия образования соединения – мера его термодинамической устойчивости, прочности.

Если DН > 0, реакцию называют эндотермической, если же теплота выделяется в окружающую среду DН < 0, реакцию называют экзотермической.

Поскольку значение DН определяется по уравнению (1) и не зависит от пути и способа проведения процесса, энтальпию относят к термодинамическим функциям состояния системы.

Первый закон (или начало) термодинамики ничего не говорит о направлении процесса, т.е. о направлении химической реакции. На этот вопрос отвечает второе начало термодинамики. Второй закон термодинамики выполняется только для систем, состоящих из большого количества молекул, для которых применимо понятие – вероятность состояния системы.

Число микросостояний системы, которые могут обеспечить данное макросостояние системы, называют термодинамической вероятностью(W). Больцман установил связь между термодинамической вероятностью и энтропией системы (S):

S = k lnW,

Где k – постоянная Больцмана, k = R / NA.

Изменение энтропии, как правило, определяется по уравнению

ΔS = ΔQ / T.

Энтропия является мерой неупорядоченности состояния системы. При переходе системы из менее упорядоченного состояния (с большим беспорядком) в более упорядоченное (с меньшим беспорядком) энтропия убывает. При переходе из газообразного в жидкое, а затем в кристаллическое (твердое) состояние степень беспорядка убывает, при этом убывает и энтропия системы. Энтропия – термодинамическая функция состояния системы (Дж/(моль×К)). Изменение энтропии (DS) при химических реакциях определяется следующим образом:

На основании понятия энтропии, второй закон термодинамики формулируется следующим образом: в изолированной системе самопроизвольно, т.е. без подвода энергии извне, совершаются только те процессы, которые обеспечивают повышение энтропии системы.

Третий закон термодинамики касается абсолютного значения энтропии. В настоящее время определить экспериментально или рассчитать абсолютное значение внутренней энергии и энтальпии не представляется возможным. Однако абсолютное значение энтропии определить возможно. Если принять, что при температуре абсолютного нуля все вещества находятся в кристаллическом состоянии, и при этом отсутствует всякое движение атомов и (или) молекул, за исключением движения электронов, то термодинамическая вероятность такого состояния будет равна единице (W = 1). Таким образом, используя уравнение Больцмана для расчета энтропии, получи, что при данной температуре S = 0. Это и есть третий закон термодинамики.

Энергия Гиббса химической реакции

Объединив уравнения ΔQ = ΔU + pΔV + ΔA* и ΔS = ΔQ / T, и учитывая, что ΔH = ΔU + pΔV получим

Т ΔS = ΔH + ΔА* или ΔА* = – (ΔH – Т ΔS).

В термодинамике величину ΔH – Т ΔS = ΔG определяют как изменение энергии Гиббса.Энергия Гиббса (H – Т S = G) есть термодинамическая функция состояния системы, а ее изменение при химических взаимодействиях DG – энергиея Гиббса химической реакции.

Поскольку работа есть величина положительная, то система совершает работу над окружающей средой только в том случае, если энергия Гиббса будет меньше нуля (ΔG < 0). Таким образом, в закрытой системе самопроизвольно совершаются только те процессы, которые идут с уменьшением энергии Гиббса. Пределом этой убыли является минимальное значение G, отвечающее состоянию равновесия системы.

Если ΔG > 0, то процесс самопроизвольно протекать не может. В случае если ΔG = 0, т.е. ΔH = Т ΔS, то имеет место такое состояние, при котором реакция не идет ни в прямую, ни обратную сторону. Это состояние называется равновесным.

Из сказанного следует, что DG является критерием направления и предела самопроизвольного протекания изобарно-изотермического процесса. Из уравнения ΔG = ΔH – Т ΔS следует, что протекание самопроизвольной химической реакции зависит от двух факторов:

1) ΔH – стремление системы обладать минимальным запасом внутренней энергии;

2) Т ΔS – стремление системы принимать состояние с наиболее возможным беспорядком.

Энергия Гиббса образования химических соединений.Энергия Гиббса химической реакции DG, являясь изменением термодинамической функции состояния системы G, может быть вычислена по разности

Стандартной энергией Гиббса образования химического соединения DG°_обр называют энергию Гиббса реакции образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми. Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми. Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Таким образом, химическая термодинамика отвечает на вопросы:

− о возможности протекания реакции самопроизвольно в нужном направлении;

− сколько при этом выделится энергии;

− когда процесс закончится, т.е. наступит равновесие;

− если процесс самопроизвольно протекать не может, то сколько необходимо подвести энергии или какие необходимо создать условия (температура, давление, концентрация и другие факторы) для его протекания.

Химическая (равновесная) термодинамика не отвечает на вопрос о скорости процесса.

Nbsp; Лекция 5. Химическое равновесие

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. Состояние равновесия наиболее устойчиво, и всякое… В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Поэтому… На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для…

Принцип Ле Шателье. Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижною равновесия, или принципа Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет произведенное воздействие.

Так, при синтезе аммиака

3 Н₂ + N₂ « 2 NH₃+ DН (– 46,2 кДж/моль)

внешнее воздействие выражается в увеличении концентрации азота или водорода, то оно благоприятствует реакции, вызывающей уменьшение концентрации этих веществ, и, следовательно, равновесие сместится в сторону образования аммиака. Соответственно увеличение концентрации аммиака смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Поскольку прямая реакция, как видно из уравнения, протекает с выделением теплоты, повышение температуры смеси благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, и равновесие сместится в сторону исходных веществ; понижение температуры вызовет смещение равновесия в сторону продукта реакции.

Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молей газообразных веществ в левой и правой частях уравнения. В приведенном примере в левой части уравнения содержится четыре моля, а в правой – два. Поскольку увеличение давления должно благоприятствовать процессу, ведущему к уменьшению числа молей, то в данном случае равновесие сместится в сторону продукта реакции. Очевидно, уменьшение давления сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Если же в уравнении обратимой реакции число молей в левой части равно числу молей в правой части, например

N₂ + О₂ « 2NО,

то изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.

Константа равновесия химической реакции связана с энергией Гиббса химической реакции (ΔG) следующим уравнением:

lnК_равн = – ΔG / RT,

где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль К); Т – температура, при которой определяется ΔG.

Из последнего уравнения следует, что катализаторы не влияют на состояние химического равновесия, т.к. они не изменяют состояние начальных и конечных продуктов реакции.

Катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции, а также не оказывают влияние на величину ΔG (введение катализатора не изменяет состояние конечных и исходных продуктов реакции), поэтому на смещение равновесия влияния не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.

Nbsp; Лекция 6. Основы химической кинетики

Раздел химии, в котором изучаются скорости и механизмы химических реакций, называется химической кинетикой. Рассмотрим основные понятия химической… Система – материальный объект (тело или группа тел), занимающий часть… Различают гомогенную и гетерогенная системы:

Лекция 7. Растворы

Процесс растворения твердого вещества сопровождается разрушением кристаллической решетки, что не наблюдается при растворении жидкости или газа. В… С термодинамической точки зрения процесс растворения есть самопроизвольный… Состав раствора выражается несколькими видами концентраций (таблица 2).

Лекция 8. Растворы электролитов

По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролитами… Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят… Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал…

Степень диссоциации. В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде. Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).

Степень электролитической диссоциации (a) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:

где n – число молекул, распавшихся на ионы; N – общее число растворенных молекул.

В зависимости от значения степени диссоциации все электролиты условно делят на три группы: a > 30% – сильные, a < 3% – слабые и средней силы 3% < a < 30%.

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов. В первом приближении можно сказать, что в воде диссоциируют полностью те вещества, в молекуле которых имеется ионная связь. Если связь полярная, то диссоциация будет частичной, а если связь неполярная, то диссоциация будет отсутствовать.

При уменьшении концентрации слабого электролита, т.е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается. При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

Константа диссоциации (ионизации).Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (К_д). В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

где [A^m⁺], [Bⁿ^–] и [A_nB_m] – равновесные концентрации ионов А^m⁺ и Вⁿ^– и недиссоциированных молекул A_nB_m, соответственно.

Для слабого электролита константа диссоциации – постоянная величина, не зависящая от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.

Кислоты, основания и соли в свете теории диссоциации электроли- тов. Амфолиты. В свете теории электролитической диссоциации приняты следующие определения классов веществ:

· кислотой называется соединение, диссоциирующее в водном растворе на ионы водорода и ионы кислотного остатка: HNO₃ → H⁺ + NO₃^–;

· oснованием называется соединение, диссоциирующее в водном растворе на ионы гидроксильных групп и ионы металла (или ион аммония):

Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH^–;

· солями называются соединения, диссоциирующие в водном растворе на ионы металла и ионы кислотного остатка: Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2–.

Если при растворении соли в растворе присутствуют ионы водорода, ионы металла и ионы кислотного остатка, то такая соль называется кислой. Если при растворении соли в растворе присутствуют ионы гидроксильных групп, ионы металла и ионы кислотного остатка, то такая соль называется основной.

Существуют электролиты, способные диссоциировать и как кислоты (с отщеплением ионов водорода), и как основания (с отщеплением гидроксильных групп):

2H⁺ + ZnO₂^2– ← Zn(OH)₂ → Zn²⁺ + 2OH^–

2H⁺ + 2OH^– ← 2HOH → H₃O⁺ + OH^– или HOH → H⁺ + OH^–.

Такие электролиты называются амфолитами.

Ионное произведение воды, рН раствора.Для реакции диссоциации воды HOH ↔ H⁺ + OH^– константа равновесия определяется следующим уравнением: К = [H⁺] [OH^–] / [H₂O]. Концентрация воды в водных растворах практически не меняется и вводится в константу равновесия (К_w).

К_w = [H⁺] [OH^–] = К [H₂O].

Полученную константу (К_w) для воды называют ионным произведением воды, которое зависит только от температуры (К_w = 10^–14). При диссоциации воды на каждый ион Н⁺ образуется один ион ОН^–. Следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н⁺] = [ОН^–]. Используя значение ионного произведения воды, находим [Н⁺] = [ОН^–] = моль/л. Таковы концентрации ионов Н⁺ и ОН^– в чистой воде. При добавлении соляной кислоты, которая диссоциирует в воде на ионы Н⁺ и Сl^–, концентрация ионов Н⁺ в растворе увеличится, но ионное произведение воды от концентрации не зависит – в таком случае уменьшается концентрация [ОН^–]. Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ОН^–] увеличится, а [Н⁺] уменьшится. Концентрации [Н⁺] и [ОН^–] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.

Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н⁺. В кислых растворах [Н⁺] > 10^–7 моль/л, в нейтральных [Н⁺] = 10^–7 моль/л, в щелочных [Н⁺] < 10^–7 моль/л.

Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным показателем и обозначая ее рН:

рH = –lg[H⁺].

В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных рН > 7.

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.В. Оствальдом при a << 1 получено уравнение (закон разбавления)

a = (К_д/ С)^1/2,

из которого следует, что с увеличением разбавления, т.е. уменьшения концентрации, степень диссоциации возрастает.

Ступенчатая диссоциация. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, последовательно отщепляя ионы водорода или ионы гидроксильных групп. Каждая ступень диссоциации характеризуется своим значением константы диссоциации. Легче всего происходит отщепление первого иона.

Активность электролитов.Поскольку при диссоциации число частиц в растворе возрастает, растворы электролитов обладают аномальными коллигативными свойствами. Уравнения, описывающие коллигативные свойства неэлектролитов, можно применить и для описания свойств идеальных растворов электролитов, если ввести поправочный так называемый изотонический коэффициент (i), например:

π_осм. = iCRT , ΔT_зам. = iKm или ΔT_кип. = iЕm.

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита:

i = 1+ (n-1) α ,

где n – количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.

Термодинамические свойства реальных растворов описываются уравнениями, в которых вместо концентраций вводится активность. Активность иона a_i выражается в виде произведения концентрации иона с_i на его коэффициент активности γ_i: a_i = γ_i с_i . Экспериментально определить можно только среднюю активность катиона a₊ и аниона a_–. Коэффициенты активности ионов не зависят от конкретного вида ионов, находящихся в растворе, а зависят от присутствия и других ионов, т.е. от ионной силы (I) раствора:

I = 0,5Σ c_iz_i²,

где z_i – заряд иона (в единицах заряда протона); с_i – его молярная концентрация.

Таким образом, активность и коэффициент активности учитывают межионное взаимодействие в растворе.

Nbsp; Лекция 9. Химические реакции. Окислительно-восстановительные реакции

В ходе химической реакции одни вещества (исходные, реагенты) превращаются в другие (продукты реакции). Реакции неорганической химии классифицируются по признаку изменения числа… – реакции разложения, в которых из одного исходного вещества образуется несколько продуктов: Mg(OH)2 MgO + H2O;

Лекция 10. Электрохимия.

Электродный потенциал

Если два разных металла приведены в тесное соприкосновение - контакт, то определенное количество электронов переходит от того металла, у которого… Погрузим теперь металл в любой раствор электролита или в воду. Кристаллическая… Первый случай. Если энергия гидратации (Егидр) больше энергии кристаллической решетки (Е кр.р.), то более вероятен…

Лекция 11. Химические источники тока

Химические источники тока (ХИТ) – это устройства, в которых энергия химической реакции преобразуется в электрическую. В гальванических элементах… При погружении цинковой пластинки в раствор сульфата меди самопроизвольно… Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

A = I t V.

Максимальное значение напряжения ГЭ, соответствующее обратимому протеканию реакции, называется электродвижущей силой (эдс – ΔЕ), которая для элемента Даниэля–Якоби равна

Е = 0,34 – (–0,76) = 1,1 В.

Между эдс (ΔЕ) гальванического элемента и энергией Гиббса химической реакции имеется простая связь, которая выражается уравнением

–ΔG = nFΔЕ.

Компонентами сухого марганцово-цинкового элемента являются твердые вещества или влажные пасты, помещенные в плотно закрывающую их оболочку. Роль анода играет цинковая оболочка самого элемента. Вокруг угольного стержня, являющегося катодом, расположена паста, состоящая из MnO₂, NH₄Cl и H₂O. На аноде происходит окисление цинка до Zn²⁺, а на катоде – восстановление MO₂ до Mn³⁺, который образует смесь нескольких соединений. Схематическое изображение марганцево-цинкового элемента следующее:

(–)Zn NH₄Cl, H₂O MnO₂(+);

анод: Zn – 2e– = Zn²⁺ Е₀ = –(–0,76) В

катод: 2MnO₂ + 8NH₄⁺ + 2e– = 2Mn³⁺ + 4H₂O + 8NH₃ Е₀ = +1,25 В,

ΔЕ = +0,76 + 1,25 = 2,01 В.

ГЭ могут обладать свойством обратимости: это означает, что если к элементу приложить внешнее напряжение, которое превышает собственное напряжение элемента, то протекающие в нем реакции могут пойти в обратном направлении, и таким образом удается запасти в элементе электрическую энергию. ГЭ, работоспособность которых после разряда может быть восстановлена путем заряда, называются аккумуляторами. Обратимым является элемент Даниэля–Якоби. Для того чтобы элемент можно было перезарядить, электродные продукты должны оставаться вблизи электродов и допускать обратное превращение при зарядке элемента.

Примером такого элемента является свинцовый аккумулятор, который схематически изображается следующим образом: (–)Pb !H₂SO₄ !! PbO₂(+) В качестве анода в нем используется пластина из пористого свинца, который окисляется в сульфат свинца, Аналогично при восстановлении на катоде оксида свинца в сульфат свинца продукт восстановления остается на месте.

анод: Pb – 2e– = Pb²⁺ Е₀ = –(–0,13) В;

катод: PbO₂ + 2e– + 4H⁺ + SO₄^2- = PbSO₄ + 2H₂O Е₀ = +1,69 В;

ΔЕ = 1,69 – (–0,13) = 1,82 В.

Если последовательно соединить несколько таких элементов, получатся аккумуляторные батареи, дающие напряжение 6 или 12 В.

После того как произойдет разрядка свинцового аккумулятора, его можно перезарядить, в результате чего сульфат свинца превращается в свинец и оксид свинца.

Топливные ХИТ в своей работе преобразуют химическую энергию реакции горения какого-то вещества в кислороде в электрическую, например

2H₂ +O₂ = 2H₂O.

Газообразный кислород и водород пропускается у соответствующих электродов, а в качестве электролита используется раствор гидроксида калия.

Nbsp; Лекция 12. Электролиз

Электрод, на котором идет процесс присоединения электронов ионами, т.е. процесс восстановления, называется катодом, и он имеет заряд (–). Электрод,… Протекание электрического тока через раствор и электроды приводит к тому, что… На процесс электролиза и характер конечных продуктов большое влияние оказывают различные факторы в том числе: 1)…

Nbsp; Лекция 13. Коррозия металлов

Ущерб от коррозии составляет несколько процентов от годового валового национального дохода, его разделяют на два вида. Первичные потери (несколько… Коррозионную стойкость металлов (скорость коррозии) можно оценивать по… · изменение массы (Dm) металла при коррозии, отнесенной к единице поверхности (S) и единице времени (t) (массовый…

Nbsp; Лекция 14. Аналитическая химия

Аналитическая химия, представляя собой один из разделов прикладной химии, определяется как наука, изучающая свойства и процессы превращения веществ с целью установления их химического состава.

Установить химический состав вещества – это ответить на вопрос о том, какие элементы или их соединения и в каком количестве содержатся в анализируемом веществе.

В зависимости от характера анализируемого вещества различают анализ неорганических и органических материалов, что обусловлено особенностью органических соединений по сравнению с неорганическими.

В зависимости от характера поставленной задачи различают два вида анализа – качественный и количественный. Качественный анализ позволяет ответить на вопрос, какие вещества находятся в данной пробе; количественный анализ отвечает на вопрос, в каких количествах обнаруженные вещества присутствуют в данной пробе.

Качественный анализ. Химический анализ состоит в основном из следующих этапов – отбор пробы, разложение пробы с переводом в раствор, проведение химической реакции или измерение какого-либо физического параметра.

В основе деления катионов на группы лежат реакции с кислотами и основаниями. При последовательной обработке смеси: а) соляной кислотой;
б) серной кислотой; в) избытком щелочи в присутствии пероксида водорода; г) раствором аммиака, – выделяют следующие группы:

1. Ионы, не образующие осадки ни с одним из перечисленных реактивов: К⁺, Na⁺ и NH₄⁺.

2. Ионы, образующие нерастворимые хлориды: Ag⁺, Pb⁺², Hg₂⁺².

3. Ионы, образующие нерастворимые сульфаты: Вa⁺², Ca⁺², Sr⁺².

4. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в избытке щелочи: Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺.

5. Ионы, образующие гидроксиды, нерастворимые ни в избытке щелочи, ни в аммиаке: Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Mg²⁺, Bi³⁺, Sb³⁺.

6. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в аммиаке: Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺.

В основу классификации анионов положена растворимость солей бария и серебра соответствующих кислот (таблица 4).

Количественный анализ. Предмет количественного анализа – изучение методов, позволяющих определять количественный состав вещества.

Задача количественного анализа – определение количественного содержания химических элементов в соединениях. Методы количественного анализа разделяются на химические, физические и физико-химические.

К химическим методам анализа относятся гравиметрический (весовой) и титриметрический (объемный).

Таблица 4

Классификация анионов

Номер группы	Характеристика группы	Анионы, образующие группу	Групповой реагент
	Соли бария труднорастворимы в воде	SO₄^2–, SO₃^2–, S₂O₃^2–, CO₃^2–, PO₄^3–, AsO₄³, AsO₃^–, SiO₃², BO₂^–B₄O₇^2–, CrO₄^2–, F^–, C₂O₄^2– и др.	ВaCl₂ в нейтральном или слабощелочном растворе
	Соли серебра труднорастворимы в воде и разбавленной HNO₃	Cl^–, Br^–, J^–, S^2– и др.	AgNO₃ в присутствии HNO₃
	Соли бария и серебра растворимы в воде	NO₃^–, NO₂^–, CH₃COO^–, MnO₄^–	Нет

Сущность гравиметрического (весового) метода анализа состоит в том, что определяемый компонент переводится в нерастворимое состояние, т.е. в осадок, который отделяется путем фильтрования от раствора, а затем после высушивания или сжигания взвешивается.

При выполнении титриметрического (объемного) метода взвешивание заменяется измерением объема. В качестве примера можно привести метод кислотно-основного титрования, который основан на использовании реакции нейтрализации между кислотами и основаниями: Н⁺+ ОН^-® Н₂О.

Методы кислотно-основного титрования позволяют определять концентрации растворов (и, следовательно, количество в смесях) неорганических и органических кислот и оснований и некоторых солей, подвергающихся гидролизу или реагирующих с кислотами и основаниями.

При кислотно-основном титровании реакция среды в момент эквивалентности – точка эквивалентности (т.е. когда кислота полностью прореагировала, а избытка щелочи еще нет) – может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы вступающих в реакцию нейтрализации кислоты и основания. Продуктами реакции между сильной кислотой и сильным основанием являются соль, не подвергающаяся гидролизу, и вода: HCl +
+ NaOH = NaCl + H₂O.

В этом случае раствор в точке эквивалентности имеет нейтральную реакцию, т.е. рН_т.э. = 7. Фиксирование точки эквивалентности в кислотно-основном титровании проводят с помощью химических индикаторов или физико-химическими методами. Индикаторы кислотно-основного титрования – это сложные органические вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от рН раствора.

Согласно ионной (протолитической) теории, кислотно-основные индикаторы в растворах могут существовать в ионизированной и неионизированной формах. Эти формы окрашены в разный цвет и находятся в равновесии, зависящем от рН среды (HInd _{(окраска 1)}« H⁺ + Ind^-_{(окраска 2)}).

Хромофорная теория кислотно-основных индикаторов связывает изменение их окраски с изменением строения индикаторов в результате внутримолекулярной перегруппировки.

Физико-химические методы определения точки эквивалентности основаны на анализе изменения свойств раствора в процессе титрования, например изменения рН среды в потенциометрическом методе, электрической проводимости раствора в кондуктометрическом, оптических свойств в фотометрии и спектрофотометрии, силы тока, проходящего через раствор, в амперометрическом методе и др.

В химическом анализе используется йодометрия. Йодометрия– метод окислительно-восстановительного анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного йода. В йодометрии в качестве окислителя выступает элементарный йод, способный вступать в реакцию с некоторыми восстановителями, стандартный потенциал которых отрицательнее потенциала окислительно-восстановитель-ной реакции:I₂ + 2e^– = 2I^–, Е = 0,54 В.

Вещества, окислительно-восстановительный потенциал которых больше 0,54 В, будут являться окислителями по отношению к иону йода, и в данном случае будет выделяться элементарный йод. В качестве индикатора в йодометрии используется раствор крахмала.

Физико-химические методы количественного анализа позволяют определять состав вещества, не прибегая к использованию химикатов, т.е. когда химические реакции не протекают.

Методы анализа, основанные на наблюдении физических явлений, происходящих при протекании определенных химических реакций, называют физико-химическими методами. Наибольшее распространение среди физико-химических методов нашли методы колориметрии, потенциометрического титрования, кулонометрии и хроматорграфии.

Сущность метода потенциометрического титрования заключается в том, что эквивалентную точку определяют не по изменению цвета индикатора, а по изменению потенциала электрода. Электрод, которым пользуются при потенциометрическом титровании для определения точки эквивалентности, носит названия индикаторного. Индикаторный электрод должен быть обратим по отношению к титруемому веществу или к ионам прибавляемого реагента. В зависимости от того, является ли электрод обратим по отношению к ионам реагента или титруемого вещества, потенциал его по мере титрования будет изменяться (рис. 1) согласно уравнению

E = E⁰_м + 0,059 / z lg[M⁺^z],

или для водородного электрода E = E⁰_н + 0,03 lg[Н⁺],

где Е⁰ – стандартный потенциал электрода при концентрации иона металла или иона водорода, равном 1. В данном уравнении принято, что коэффициент активности металла равен 1.

Рис. 1 Вид кривой титрования хлороводородной кислоты едким натром

Потенциометрический метод титрования используется для количественного определения содержания в растворе кислот (метод нейтрализации), галогенов (метод осаждения) и ряда других ионов (метод комплексообразования).

Колориметрия, или колориметрический анализ, основана на определении концентрации вещества по интенсивности окраски раствора или на переводе определяемой части анализируемого объекта в окрашенное соединение. Для окраски исследуемого вещества используются как органические, так и неорганические реагенты.

Из оптических методов анализа наиболее широкое распространение нашли колориметрические методы, основанные на измерении интенсивности светового потока, прошедшего через окрашенный раствор. В колориметрии используется, как правило, длина воды от 400 до 750 нм.

Зависимость между интенсивностью прошедшего света через раствор (J) и концентрацией окрашенного вещества (с), толщиной светопоглощающего раствора (l) и интенсивностью падающего на раствор света (J_o) носит название закона Бугера–Ламберта–Бера и выражается уравнением: D = lgJ_o / J = e c l, (где e – коэффициент поглощения света, постоянная величина, характерная для каждого окрашенного вещества и зависящая от его природы).

Величина lgJ_o/ J является важной характеристикой окрашенного раствора, ее называют оптической плотностью раствора (D). Из всего этого следует, что оптическая плотность раствора прямо пропорциональна концентрации окрашенного вещества и толщине слоя раствора. Данное соотношение справедливо для разбавленных концентраций растворов (меньше 0,01 М). При более высоких концентрациях закон Бугера–Ламберта–Бера не соблюдается вследствие взаимного влияния частиц на их способность поглощать свет. Закон Бугера–Ламберта–Бера справедлив для монохроматического излучения, тогда как при использовании светофильтра с достаточно широкой областью пропускания наблюдается отклонение от прямолинейности.

Определение концентрации окрашенного вещества методом фотоколориметрии производят методом сравнения оптических плотностей стандартного и исследуемого растворов, методом построения градуировочного графика и методом добавок.

Nbsp; Лекция 15. Общие химические свойства металлов

а) б) в)

Лекция 17. ДИСПЕРСНЫе СИСТЕМы

Коллоидное состояние характеризуется определенной дисперсностью (раздробленностью) вещества. Вещество в этом состоянии диспергировано до очень малых… Дисперсные (коллоидные) системы (ДС) - гетерогенные системы, которые состоят… 1. Дисперсной фазы (ДФ);

КЛАССИФИКАЦИЯ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ

Классификация дисперсных систем проводится по нескольким признакам

1.По дисперсности (размеру частиц дисперсной фазы):

2.По концентрации дисперсной фазы;

3.По агрегатному состоянию компонентов дисперсной системы;

4.По характеру взаимодействия компонентов дисперсной системы;

5.По природе дисперсионной среды.

По дисперсности различают:

Вид системы	Размер частиц или пор, м
Грубодисперсные системы(суспензии, эмульсии).	> 10-6
Системы промежуточной дисперсности(тонкие взвеси, дымы, пористые тела)	10-6— 10-7
Высокодисперсные системы(собственно коллоиды)	10-7— 10-9

По концентрации дисперсной фазы:

1.Низко концентрированные (золи);

2.Высоко концентрированные (гели).

По агрегатному состоянию компонентов дисперсной системы

Дисперсная фаза	Дисперсионная среда	Примеры дисперсных систем
Твердая	Газообразная	Табачный дым; пыль: цементная, сахарная, мучная
Твёрдая	Жидкая	Суспензия; холодное молоко, коллоидные растворы металлов
Твёрдая	Твердая	Металлические сплавы; искусственные драгоценные камни; цветные стекла
Жидкая	Газообразная	Аэрозоли: туман, облака; распыленные ор ганические вещества, газ в критическом состоянии
Жидкая	Жидкая	Эмульсии: горячее молоко, маргарин, сливочное масло; эмульсии масла в воде, воды в нефти, бензина в воде; некоторые кремы
Жидкая	Твердая	Природные минералы с жидкими включениями: жемчуг. опал и др
Газообразная	Жидкая	Различные пены; пивная, противопожарная и др.
Газообразная	Твердая	Твердые пены; пенопласты, пемза; активированный уголь; микропористая резина; ряд ионообменных смол

По характеру взаимодействия компонентов дисперсной системы

1. Лиофильные – ДС, в которых компоненты взаимодействуют между собой;

2. Лиофобные - ДС, в которых компоненты не взаимодействуют между собой.

По природе дисперсионной среды:

По природе вещества дисперсионной среды ДС системы могут быть:

Гидрозоли - низко концентрированные ДС, в которых дисперсионной средой является вода;

Гидрогели – высоко концентрированные ДС, в которых дисперсионной средой является вода;

Органозоли - низко концентрированные ДС, в которых дисперсионной средой является органическая жидкость. В зависимости от природы органической жидкости это могут быть бензозоли, кетозоли, альдозоли, …

Органогели; высоко концентрированные ДС, в которых дисперсионной средой является органическая жидкость.

ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ

На границе раздела фаз в поверхностном слое существует избыток свободной энергии. Это связано с тем, что на границе раздела с газом, силы… Количественно величина избыточной энергии на границе разделы фаз… Поверхностное натяжение — это удельная свободная поверхностная энергия, т. е. свободная поверхностная энергия,…

Основная

1. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М. : Химия, 1990. – 702 с.

2. Суворов, А. В. Общая химия / А. В. Суворов, А. Б. Никольский. – СПб. : Химия, 1995. – 624 с.

3. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высшая школа, 1998. –
558 с.

4. Харин, А. Н. Курс химии / А. Н. Харин, А. Н. Катаева, Л. Т. Харина. – М. : Высшая школа, 1983. – 511 с.

Дополнительная

6. Общие химические и физические свойства металлов : учеб. пособие / Э. Г. Яковлева, Л. М. Фирюлина [и др.]. – Пенза : Изд-во Пенз. гос. ун-та, … СОДЕРЖАНИЕ

Химия

Конспект лекций для первокурсника

Сдано в производство 20.10.04. Формат 60×84¹/₁₆. Бумага писчая №2.

Печать трафаретная. Усл. печ. л. 4,42.

Заказ №193 И. Тираж 100.

Информационно-издательский центр ПГУ

Пенза, Красная, 40, т.: 56-47-33

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Химия

Конспект лекций для первокурсника

ПЕНЗА ИИЦ ПГУ 2004