Файл: 208-011_LEKTsII_KhIMIYa_MA_NT_Zak_71.docx

Министерство образования Республики Беларусь

Учреждение образования

«Могилевский государственный университет продовольствия»

Кафедра химии

А.Н. Жогальский

ХИМИЯ

Конспект лекций

Могилёв 2012

УДК 546

ББК 24

Ж78

Рецензенты: кандидат химических наук, доцент кафедры химии УО «МГУП» Н.И. Сухарева; старший преподаватель кафедры технологии металлов ГУВПО «Белорусско-Российский университет» В.Ф. Пацей

Рекомендовано кафедрой химии УО «МГУП»

Утверждено научно-методическим советом УО «МГУП»

Жогальский, А. Н.

Ж78 Химия: конспект лекций / А.Н. Жогальский. – Могилев: УО «МГУП», 2012. – 168 с.

ISBN 978-985-6979-38-8.

В данном конспекте лекций изложен материал по основам общей химии, химии элементов и органической химии. Конспект содержит рисунки, таблицы, примеры задач с решениями.

Материал предназначен для подготовки студентов механического профиля дневной и заочной форм обучения.

УДК 546

ББК 24

Содержание

Введение

Химия является фундаментальной естественнонаучной дисциплиной. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о строении вещества, физических и химических превращениях неорганических и органических веществ, о свойствах тех­нических материалов и применении химических процессов в современной технике. Знание химии необходимо для ус­пешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин.

Часть первая. ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

1 Основные понятия и законы химии

1.1 Основные понятия химии

Окружающий нас мир материален. Материя существует в виде вещества и поля. Поле – вид материи, не имеющий массы покоя.

Вещество – вид материи, обладающий при данных условиях определёнными физическими свойствами. Например, вода при стандартных условиях

(25 °С, 1 атм или 101 кПа) бесцветная жидкость со следующими константами: мольная масса 18 г/моль, плотность 1 г/мл (при 4 °С), температуры фазовых переходов: замерзания и кипения соответственно 0 °С и 100 °С, теплоемкость жидкой воды 4,18 Дж/(г·К) и др. константы.

Вещества состоят из атомов или молекул. Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены М.В. Ломоносовым в 1741 году и развиты в работах других ученых.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Главной характеристикой атома является заряд ядра, равный числу протонов в атоме. В состав ядра любого атома, за исключением изотопа

водорода ¹Н, входят также нейтральные частицы нейтроны.

Элемент – разновидность атомов, имеющих одинаковый заряд ядра.

Изотоп – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Наличие изотопов связано с различным содержанием нейтронов в атоме одного элемента. Изотопы по физическим константам и химическим свойствам отличаются незначительно. Исключение составляют изотопы водорода: протий (Н) – ¹Н, дейтерий (D) – ²Н и тритий (Т) – ³Н. При переходе от протия к дейтерию и тритию атомная масса возрастает соответственно в два и три раза, что приводит к значительному различию в физических и химических свойствах данных изотопов.

Мо­лекула – это наименьшая частица вещества, обладаю­щая его химическими свойствами.

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, ато­мов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Один моль атомов углерода ¹²С содержат 6,02·10²³ (число Авогадро) атомов углерода.

Например, один моль Н₂SО₄ содержит 6,02·10²³ молекул Н₂SО₄.

Мольная масса – это масса одного моля вещества.

Например, М(Н₂SО₄) = 98 г/моль.

где m(x) – масса вещества ,

М(х) – мольная масса вещества

Например: если m(Н₂SО₄) = 9,8 г, то n(Н₂SО₄) = 9,8 ∕ 98 = 0,1 моль.

Например:М(½Н₂SО₄) = 98 · ½ = 49 г/моль.

Фактор эквивалентности вещества – это число показывающее, какая доля атома или молекулы вещества эквивалентна в кислотно-основной реакции одному иону Н⁺ или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Например: f_экв.(Н₂SО₄) = ½,f_экв.(А1) = ¹∕₃.

Количество моль эквивалентов вещества обозначается n[f_экв.(х)х]. Например: n(½Н₂SО₄) = 0,6 моль эквивалента Н₂SО₄, что соответствуют n(Н₂SО₄) = 0,3 моль.

1.2 Основные законы химии

Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения энергии – при любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной, и возможны лишь переходы одного вида энергии в другой в эквивалентных соотношениях.

Законы сохранения массы и энергии были открыты и экспериментально подтверждены М.В. Ломоносовым.

Закон постоянства состава – любые химически индивидуальные соединения имеют один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Закон Авогадро – в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул. В газах расстояния между отдельными молекулами настолько велики, что собственный размер молекул практически не влияет на общий объем газа. На практике широко применяется следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при нормальных условиях (0 ^оС,

1 атм) занимает объем 22,4 л (мольный объем).

Закон эквивалентов – числа моль эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в реакции, одинаковы.

Для уравнения реакции, записанного в общем виде аА + вВ = сС, выполняется следующее соотношение:

На практике широко применяются следствия из закона эквивалентов:

1) Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны моляр­ным массам эквивалентов этих веществ:

2) Объемы реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:

Приведенные выше законы объединяют под общим названием стехиометрические законы. Они позволяют проводить расчеты по формулам веществ и по уравнениям реакций.

2 Основные классы неорганических соединений

К неорганическим соединениям относятся соединения, образованные атомами различных элементов, за исключением углерода. Соединения углерода, вследствие специфичности свойств и многообразия, относятся к органическим соединениям.

2.1 Простые вещества

Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Например: Н₂, О₂, Fe и т.д. Один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропических модификаций. Например: О₂ – молекулярный

кислород, О₃ – озон.

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы, в отличие от неметаллов, обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, ковкостью. По химическим свойствам металлы являются только восстановителями, а неметаллы – как окислителями, так и восстановителями. В соответствии с общими закономерностями изменения свойств элементов в периодической таблице наиболее активным металлом является франций, а неметаллом – фтор. При диагональном движении в периодической таблице от франция к фтору металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.

2.2 Сложные вещества

Сложные вещества состоят из атомов различных элементов.

При соединении двух элементов образуются бинарные соединения. Данные соединения образуется при взаимодействии металла с неметаллом или неметалла с неметаллом. Например: КС1, Н₂О, НС1 и т.д. Из бинарных соединений наиболее распространенными являются оксиды.

К основным классам неорганических соединений относятся также кис­лоты, основания и соли. Например: Н₂СО₃, КОН, К₂СО₃ и т.д.

Оксиды – соединения элементов с кислородом в степени окисления – 2. Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды – не образуют кислоты, основания и соли. Например: N₂O, NO, CO и др.

Солеобразующие оксиды – при определённых химических реакциях образуют соли. Солеобра­зующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные.