Общая и неорганическая химия (стр. 1 )

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

МОГИЛЁВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРОДОВОЛЬСТВИЯ

КАФЕДРА ХИМИИ

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

КОНСПЕКТ ЛЕКЦИЙ

ДЛЯ СТУДЕНТОВ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ

ЧАСТЬ 1

ОБЩИЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ

МОГИЛЁВ 2002

УДК 541

Рассмотрен и рекомендован к изданию на заседании

кафедры химии.

Протокол № 7 от 27 декабря 2001 г.

Рассмотрен и рекомендован к изданию

на секции выпускающих кафедр.

Протокол № 5 от 27 февраля 2002 г.

Составитель ст. преподаватель

Рецензент к. х.н., доцент

© Могилёвский государственный университет продовольствия

СОДЕРЖАНИЕ

Лекция 1 Основные химические понятия.………………………………...5

Лекция 2 Основные классы неорганических соединений …………….…11

2.1  Введение …………………………………………………………11

2.2  Оксиды ..…………………………………………………………11

2.3  Основания ……………………………………………………….14

2.4  Кислоты ..………………………………………………………..15

2.4.1 Классификация кислот …………………………..……………15

2.4.2 Номенклатура кислот и их солей ……………………………..15

2.5  Соли ………..……………………………………………………...22

2.5.1 Номенклатура средних, кислых и основных солей..………..22

2.5.2  Солеобразные оксиды .…………..……………………………25

2.5.3  Диссоциация солей в водных растворах...…..………………26

Лекция 3 Стехиометрические законы химии ……………………………..26

Лекция 4 Типы химических реакций..……………………………………29

4.1  Введение ..………………………………………………………..29

4.2  Реакции ионного обмена .………………………………….……30

4.3  Окислительно-восстановительные реакции ………...………….33

4.3.1 Общие сведения об окислительно-восстановительных

реакциях ….……………………………………………………..33

4.3.2 Составление уравнений окислительно-восстановительных

реакций ионно-электронным методом

(методом полуреакций) ……………………………………….34

Лекция 5 Понятие о химическом равновесии …………………………….40

5.1 Константа химического равновесия …..………………………..40

5.2 Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье..…43

5.3 Основные типы задач на химическое равновесие …..…………46

Лекция 6 Общие свойства растворов..……………………………………48

6.1 Характеристика растворов. Процесс растворения …..…………48

6.2 Способы выражения концентрации растворов …………………50

6.3 Растворимость …………………………………………………….52

Лекция 7 Растворы электролитов ………………………………………….53

7.1 Основные положения теории

электролитической диссоциации..………………………………53

7.2 Степень диссоциации..…………………………………………..55

7.3 Константа диссоциации..………………………………………..56

7.4 Расчёт концентраций ионов в растворах

сильных электролитов ……………………………………………57

7.5 Расчёт концентраций ионов в растворах

слабых электролитов …………..…………………………………58

7.6 Закон разбавления Оствальда ……………………………………60

7.7 Диссоциация воды. Водородный показатель..…………………62

7.8 Понятие о буферных растворах.…………………………………64

7.9 Произведение растворимости...………………………………….66

7.10 Равновесия в реакциях ионного обмена ……………………….69

Лекция 8 Гидролиз солей …………………………………………………..71

8.1 Общие представления о гидролизе солей..………………….…71

8.2 Константа гидролиза..……………………………………………72

8.3 Степень гидролиза соли; её связь с константой гидролиза.…..74

8.4 Гидролиз солей, образованных многозарядными

катионами и анионами ..…………………………………………75

8.5 Смещение равновесия гидролиза ……………………………….77

8.6 Соли, взаимно усиливающие гидролиз друг друга …………….78

8.7 Кислые гидролизующиеся соли …………………………………79

Лекция 9 Электрохимические процессы …………………………………80

9.1 Понятие об электродном потенциале …………………………...80

9.2 Понятие о гальваническом элементе ……………………………81

9.3 Теория электродных потенциалов; уравнение Нернста..……...82

9.4 Окислительно-восстановительные потенциалы

и направление протекания окислительно-

восстановительных реакций ….………………………………….85

9.5 Электролиз.…………………..…………………………………...87

9.5.1 Электролиз расплавов …………………………………………88

9.5.2 Электролиз водных растворов …………………………………88

9.5.3 Применение электролиза в промышленности ……………….92

9.6 Понятие о контактной коррозии металлов …..…………..…….93

Литература …………………………………………………………………..95

Л Е К Ц И Я 1

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ

В 1741 году впервые были изложены основы атомно-молекулярного учения, которое базируется на принципе дискретности (прерывности строения) вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных частиц, находящихся в непрерывном движении.

Для большинства веществ эти частицы представляют собой молекулы. Молекула – это наименьшая электронейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и представляющая собой относительно изолированную группировку атомов.

Атом представляет собой сложную микросистему находящихся в движении элементарных частиц. Он электронейтрален и состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Носителем положительного заряда ядра является протон. В состав ядер атомов также входят нейтроны – элементарные частицы, не имеющие электрического заряда. Число протонов в ядре равно числу электронов, движущихся в пространстве около ядра; этим и объясняется электронейтральность атомов.

Масса протона практически равна массе нейтрона. Масса электрона пренебрежимо мала по сравнению с массой атомного ядра. Поэтому суммарная масса протонов и нейтронов составляет массу атома. Суммарное количество протонов и нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома.

Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризующийся определённой величиной заряда ядра. Ядра всех атомов данного элемента имеют одинаковый заряд, т. к. содержат одинаковое число протонов. Но число нейтронов в ядрах этих атомов может быть различным. Такие атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра (и, следовательно, тождественными химическими свойствами), но разным числом нейтронов (а значит и разной массой) называются изотопами. Для обозначения изотопов к символу элемента слева вверху добавляют индекс, указывающий массовое число изотопа: 35Cl, 37Cl; 1H, 2H, 3H. Изотопы водорода имеют специальные названия и обозначения: 1H – протий (H); 2H – дейтерий (D); 3H – тритий (T).

При соединении друг с другом атомов одного и того же химического элемента образуются простые вещества; в состав сложных веществ, или химических соединений, входят атомы различных элементов. Некоторые простые вещества, отличающиеся друг от друга по своим химическим и физическим свойствам (например, молекулярный кислород и озон, белый и красный фосфор, алмаз и графит) состоят из атомов одного и того же вида. Существование химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией, а различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропными модификациями этого элемента.

Согласно современным представлениям электроны в многоэлектронных атомах располагаются на нескольких электронных слоях (уровнях), находящихся на различных расстояниях от ядра атома. Электроны наиболее удалённого от ядра наружного слоя могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам. При потере одного или нескольких электронов атом превращается в положительно заряженный ион (катион), т. к. в этом случае заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот, атомы, присоединившие к себе электроны, превращаются в отрицательные ионы (анионы). Ионы обозначают теми же символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд: Al3+, Cl–, Fe2+, S2–.

Для отрыва электрона от атома и превращения атома в катион необходимо затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. При отрыве первого электрона от нейтрального атома говорят о первой энергии ионизации; если затем отрывается второй электрон – о второй энергии ионизации и т. д. Энергия, выделяющаяся или затрачивающаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону.

Рис.1.1 – Схема перекрывания электронных облаков атомов водорода при образовании молекулы H2 .

В настоящее время общепризнанно, что внешние электроны атома имеют непосредственное отношение к образованию химических связей, которые, как считает современная наука, являются результатом взаимопроникновения (перекрывания) электронных облаков при сближении взаимодействующих атомов. Вследствие такого взаимопроникновения возрастает плотность отрицательного заряда в пространстве между ядрами атомов. Положительно

заряженные ядра атомов притягиваются к облас-

ти перекрывания электронных облаков, что при-

водит к образованию химической связи (рис. 1.1).

Химическая связь, образованная общей

для двух атомов парой электронов, называется

ковалентной связью.

Возникновение ковалентной связи при образовании молекул водорода и хлороводорода можно схематически показать следующим образом.

Эти схемы показывают, что при соединении двух атомов водорода в молекулу, каждый из атомов приобретает устойчивую двухэлектронную оболочку, подобную электронной оболочке атома гелия; атом хлора в молекуле хлороводорода имеет устойчивую восьмиэлектронную оболочку, подобную электронной оболочке атома аргона.

Связь, образованная одной общей электронной парой, называется простой или одинарной. Если атомы имеют несколько внешних неспаренных электронов, например, атом азота, то они могут образовать несколько электронных пар химической связи. Такая связь называется кратной. При соединении двух атомов азота в молекулу общими становятся три пары электронов (т. е. образуется тройная связь); благодаря этому внешняя оболочка каждого атома азота дополняется до устойчивой восьмиэлектронной оболочки неона.