«Саратовский государственный аграрный университет

Химия

краткий курс лекций

для студентов I курса

Направление подготовки

250100.62 Лесное дело

Профиль подготовки

Лесное хозяйство

Саратов 2011

Рецензенты:

Заведующая кафедрой «Общая и неорганическая химия », доктор химических наук, профессор ГОУ ВПО «СГУ им. Чернышевского».

Заведующий кафедрой «Химия и основы экологии», кандидат химических наук, профессор ФГОУ ВПО «Саратовский ГАУ»

Химия : краткий курс лекций для студентов I курса специальности (направления подготовки) 250100.62 «Лесное дело» / Сост.: , // ФГОУ ВПО «Саратовский ГАУ». – Саратов, 2011. – 80 с.

Краткий курс лекций по дисциплине «Химия» составлен в соответствие с рабочей программой дисциплины и предназначен для студентов направления подготовки 250100.62 «Лесное дело». Краткий курс лекций содержит теоретический материал по основным вопросам общей, неорганический и органической химии , рассмотрены вопросы идентификации химических веществ. Направлен на формирование у студентов знаний об основных закономерностях химических явлений, на применение этих знаний для понимания процессов, происходящих в природе, для решения экологических проблем.

© ФГОУ ВПО «Саратовский ГАУ», 2011

Введение.

Химия - одна из важнейших естественнонаучных дисциплин. Химия изучает вещества, их строение, свойства и превращения, происходящие в результате химических реакций, а также фундаментальные законы, которым эти превращения подчиняются. Современная химия – настолько обширная область естествознания, что многие ее разделы представляют собой самостоятельные, хотя и связанные между собой научные дисциплины.

Краткий курс лекций по дисциплине «Химия» предназначен для студентов по направлению подготовки 250100.62 «Лесное дело». Он раскрывает основные законы общей химии, на которых базируются химические дисциплины, включает в себя введение в неорганическую химию, знакомит с основными классами органических соединений, предполагает освоение теоретических основ методов анализа. Курс нацелен на формирование ключевых компетенций, необходимых для эффективного решения профессиональных задач и организации профессиональной деятельности на основе глубокого понимания законов функционирования экосистем.

Лекция 1

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

1.1. С корость химической рекции

Химической кинетикой называется раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций.

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации вещества в единицу времени. При этом безразлично, о каком веществе идет речь – о вступающем в реакцию или о продукте реакции.

Если за промежуток времени от t1 до t2 концентрация вещества изменилась от значения С1 до С2, то выражение скорости реакции:

V = ± = ± , моль/л∙с

При этом знак «+» в формуле относится к изменению концентрации вещества, образующегося в результате реакции (С2>С1, ΔС>0), а знак «–» относится к изменению концентрации вещества, вступающего в реакцию (С1>С2, ΔС<0).

1.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления – для газов, площади поверхности соприкосновения (степени измельчения) – для твердых веществ, присутствия катализатора.

Влияние природы реагирующих веществ. Различные вещества обладают различной реакционной способностью. Например, калий (щелочной металл) бурно реагирует с водой с выделением водорода , тогда как золото с водой практически не взаимодействует.

Реакционная способность веществ определяется в большой степени характером химических связей и строением молекул реагентов.

1.3. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.

Закон действия масс

Необходимым условием химического взаимодействия является столкновение частиц друг с другом. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) столкновения происходят чаще и, следовательно, скорость реакции возрастает.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ характеризуется законом действия масс (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867 г.):

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Для реакции, протекающей по уравнению а А + в В → с С скорость реакции определяется выражением:

V = k [A]а ∙ [B]b ,

где k – константа скорости реакции, зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Применительно к конкретным реакциям выражение закона действия масс будет иметь вид (табл. 1):

Таблица 1 – Примеры выражения закона действия для различных реакций

Уравнение реакции

Выражение закона действия масс

N2 + 3H2 → 2NH3

V = k ∙ 3

(скорость реакции не зависит от концентрации твердого вещества)

1.4. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа.

Зависимость скорости реакции от температуры приблизительно оценивается правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

где γ – температурный коэффициент скорости реакции, равен 2–4.

Увеличение скорости реакции при повышении температуры объясняет теория активации (С. Аррениус). Согласно этой теории, при столкновении реагируют не все молекулы, а лишь активные – те, которые обладают достаточной энергией, избыточной по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре – энергией активации . Итак, энергия активации Еа (размерность – кДж/моль) – это избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение привело к химическому превращению. Другими словами, каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером. С ростом температуры число активных молекул возрастает, что приводит к увеличению скорости реакции.

Уравнение Аррениуса:

где А – предэкспоненциальный множитель, связан с частотой столкновений частиц и их ориентацией при столкновениях.

Как следует из уравнения Аррениуса, скорость реакции тем больше, чем меньше энергия активации и выше температура.

Рисунок 1. Энергетическая диаграмма химической реакции:

А – реагенты, В – активированный комплекс

(переходное состояние), С – продукты.

Реакция протекает через стадию образования неустойчивого промежуточного соединения – активированного комплекса. Именно для его образования необходима энергия активации. Этот комплекс неустойчив, он существует очень короткое время, в результате его распада образуются продукты реакции. В простейшем случае активированный комплекс можно представить как конфигурацию атомов, в которой ослаблены старые химические связи и образуются новые.

1.5. Катализ. Катализаторы

Катализ – явление изменения скорости реакции под действием веществ – катализаторов. Различают положительный катализ (увеличение скорости реакции) и отрицательный катализ (замедление реакции под действием веществ – ингибиторов ). Сам катализатор при реакции не расходуется, но изменяет ее скорость.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии. В случае гетерогенного катализа – в разных агрегатных состояниях.

Примеры каталитических реакций:

Получение серной кислоты контактным способом: SO2 + O2 → SO3; (катализатор – V2O5).

Ферменты – вещества белковой природы, катализаторы биохимических реакций в клетках живых организмов.

Действие катализатора объясняется снижением энергии активации реакции. Катализатор вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, причем для этого требуется более низкая энергия активации и реакция протекает быстро.

Реакция А + В = АВ без катализатора протекает медленно.

В присутствии катализатора реакция происходит в две быстро протекающие стадии:

АК + В = АВ + К.

1.6. Химическое равновесие, условия его смещения. Принцип Ле Шателье

Обратимые реакции – протекающие не до конца, они протекают одновременно в двух противоположных направления.

Например: N2 + 3H2 Û 2NH3

Эта реакция может протекать в двух направлениях – образования аммиака и его разложения.

Обратимая реакция заканчивается установлением химического равновесия – это состояние системы реагирующих веществ, когда скорости прямой и обратной реакции равны:

Состояние равновесия в обратимой системе характеризуется константой равновесия.

Рассмотрим обратимую реакцию aA + bB Û cC + dD.

Скорость прямой реакции, протекающей слева направо, согласно закону действия масс имеет выражение Vпр = k[A]a ∙ [B]b. Скорость обратной реакции, протекающей справа налево, имеет вид Vобр = k[C]c ∙ [D]d. При равенстве скоростей прямой и обратной реакции: k[A]a ∙ [B]b = k[C]c ∙ [D]d. В результате получаем выражение константы равновесия:

Константа равновесия обратимой реакции есть отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных степень их стехиометрических коэффициентов.

Уравнение константы равновесия показывает, что концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собой. Изменение концентрации любого из них приведет к изменению концентраций всех остальных. В итоге установятся новые концентрации, но соотношение между ними отвечает константе равновесия.

Принцип смещения равновесия – принцип Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, температуру или давлении), то равновесие сместится в направлении, где это оказанное воздействие уменьшится.

При увеличении концентрации одного из веществ равновесие сместится в сторону расхода этого вещества.

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

При увеличении давления равновесие сместится в сторону уменьшения объемов.

Вопросы для самоконтроля

1) Понятие скорости химической реакции. Какие факторы оказывают влияние на скорость химической реакции?

2) Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции. Закон действия масс. Задача: Как изменится скорость реакции 2NO + O2 → 2NO2, если повысить концентрацию NO в 2 раза?

3) Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Задача: Температурный коэффициент некоторой реакции равен 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 до 50 ºС?

4) Катализаторы и их роль в изменении скорости химической реакции.

5) Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Задача: Равновесие в системе H2 + J2 Û 2HJ установилось при концентрациях: = 0,025 моль/л, = 0,005 моль/л, = 0,09 моль/л. Вычислите константу равновесия.

6) Смещение химического равновесия, принцип Ле-Шателье. Определите направление смещения равновесия в системе:

СО(г.) + О2 (г.) Û 2СО2 (г.) + 566 кДж

а) при повышении температуры; б) при повышении давления; в) при увеличении концентрации СО; г) при увеличении концентрации СО2?

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

Основная

1. Глинка, химия / .– М. : Интеграл-пресс, 2002. – 728 с.

2. Князев, Д. А., Смарыгин, химия / , . – М. : Дрофа, 2004. – 529 с.

3. Рязанова, Г. Е., Самохина, по общей и неорганической химии: учебное пособие / , ; ФГОУ ВПО «Саратовский ГАУ». – Саратов, 2007. – 192 с.

Дополнительная

1. Егоров, основы неорганической химии. Краткий курс для студентов сельскохозяйственных вузов: учебник / . – Краснодар: Лань, 2005. – 192 с.

2. Клинский, Г. Д., Скопинцев, химия для биологов: учебное пособие для студ. с.-х. вузов / , . – М. : Изд-во МСХА, 2001. – 384 с.

3. Журналы: «Химия и жизнь», «Агрохимия», «Агрохимический вестник», «Экологический вестник России».

Лекция 2

Энергетика химических процессов

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Артеменко, химия / . – М. : Высшая школа, 2005. – 605 с.

2. Гандберг, химия / . – М. : Дрофа, 2002. – 672 с.

3. Глинка, химия: учебное пособие / . – М. : Интеграл-пресс, 2002. – 728 с.

4. Егоров, основы неорганической химии. Краткий курс для студентов сельскохозяйственных вузов: учебник / . – Краснодар: Лань, 2005. – 192 с.

5. Золотов, Ю. А., Вершинин, и методология аналитической химии / , . – М. : Издательский центр «Академия», 2007. – 464 с.

6. Князев, Д. А., Смарыгин, С. Н. Неорганическая химия / , . – М. : Дрофа, 2004. – 529 с.

7. Основы органической химии / [и др.]. – М. : Дрофа, 2006. – 560 с.

8. Основы аналитической химии в 2-х книгах: Учебник для вузов/ , [и др.] – М. : Высшая школа, 1999. – 351 с.

9. Угай, химия / . – М. : Высшая школа, 2002. – 463 с.

Введение …………………………………………………………………………………..3

Лекция 1. Химическая кинетика. Химическое равновесие ……………………..4

1.1. Скорость химической реакции………………………………………………….4

1.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции……………………….4

1.3. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.

Закон действия масс………………………………………………………………….5

1.4. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа.

Теория активации…………………………………………………………………….6

1.5. Катализ. Катализаторы…………………………………………………………..6

1.6. Химическое равновесие, условия его смещения. Принцип Ле Шателье……..7

Вопросы для самоконтроля…………………………………………………………..8

Список литературы………………………...…………………………………………8

Лекция 2. Энергетика химических процессов ………………………………….....9

……...

………

Библиографический список ………………………………………………………...10

Содержание ………………………………………………………………………...…11

Глава 1.

Общие химические и экологические закономерности.

С чего начинается химия?

Cложный ли это вопрос? На него каждый ответит по-своему.

В середней школе учащиеся изучают химию в течение ряда лет. Многие довольно хорошо сдают выпускной экзамен по химии. Однако…

Беседы с абитуриентами и затем и студентами первых курсов говорят о том, что остаточные знания по химии после средней школы незначительные. Одни путаются в различных определениях и химических формулах, а другие вообще не могут воспроизвести даже основные понятия и законы химии, не говоря уже о понятиях и законах экологии.

У них химия так и не начиналась.

Химия, по-видимому, начинается с глубокого освоения ее основ, и прежде всего, основных понятий и законов.

1.1. Основные химические понятия.

В таблице Д.И.Менделеева рядом с символом элемента стоят цифры. Одна цифра обозначает порядковый номер элемента, а вторая атомную массу. Порядковый номер имеет свой физический смысл. О нем мы будем вести разговор позже, здесь остановимся на атомной массе и выделим в каких единицах она измеряется.

Следует сразу оговориться, что атомная масса элемента, приведенная в таблице, величина относительная. За единицу относительной величины атомной массы принята 1/12 часть массы атома углерода, изотопа с массовым числом 12, и назвали ее атомной единицей массы /а.е.м./. Следовательно, 1 а.е.м. равна 1/12 части массы изотопа углерода 12 С. И она равна 1,667*10 –27 кг. /Абсолютная масса атома углерода равна 1,99*10 –26 кг./

Атомная масса , приведенная в таблице, является массой атома, выраженной в атомных единицах массы. Величина безразмерная. Конкретно для каждого элемента атомная масса показывает, во сколько раз масса данного атома больше или меньше 1/12 части массы атома углерода.

Аналогичное можно сказать и о молекулярной массе.

Молекулярная масса – это масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Величина тоже относительная. Молекулярная масса конкретного вещества равна сумме масс атомов всех элементов, входящих в состав молекулы.

Важным понятием химии является понятие «моль». Моль – такое количество вещества, которое содержит 6,02*10 23 структурных единиц /атомов, молекул, ионов, электронов и т.д./. Моль атомов, моль молекул, моль ионов и т.д.

Масса одного моля данного вещества называется его молярной /или мольной/ массой. Она измеряется в г/моль или кг/моль и обозначается буквой «М». Например, молярная масса серной кислоты М Н 2 SO4 =98г/моль.

Следующее понятие «Эквивалент». Эквивалентом /Э/ называют такое весовое количество вещества, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или замещают такое его количество в химических реакциях. Следовательно, эквивалент водорода Э Н равен единице. /Э Н =1/. Эквивалент кислорода Э О равен восьми /Э О =8/.

Различают химический эквивалент элемента и химический эквивалент сложного вещества.

Эквивалент элемента – величина переменная. Она зависит от атомной массы /А/ и валентности /В/, которую элемент имеет в конкретном соединении. Э=А/В. Например, определим эквивалент серы в оксидах SO 2 и SO 3 . В SO 2 Э S =32/4=8, а в SO 3 Э S =32/6=5,33.

Молярную массу эквивалента, выраженную в граммах, называют эквивалентной массой. Следовательно, эквивалентная масса водорода МЭ Н =1г/моль, эквивалентная масса кислорода МЭ О =8г/моль.

Химический эквивалент сложного вещества /кислоты, гидроксида, соли, оксида/– такое количество соответствующего вещества, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода, т.е. с одним эквивалентом водорода или замещает такое количество водорода или любого другого вещества в химических реакциях.

Эквивалент кислоты /Э К / равен частному от деления молекулярной массы кислоты на число атомов водорода, участвующих в реакции. Для кислоты H 2 SO 4 , когда оба атома водорода вступают в реакцию H 2 SO 4 +2NaOH=Na 2 SO+2H 2 O эквивалент будет равен Э Н 2 SO4 = М Н 2 SO 4 /n Н =98/2=49

Эквивалент гидроксида /Э гидр. / определяется как частное от деления молекулярной массы гидроксида на число гидроксогрупп, вступающих в реакцию. Например, эквивалент NaOH будет равен: Э NaOH =М NaOH /n ОН =40/1=40.

Эквивалент соли /Э соли / можно рассчитать, поделив ее молекулярную массу на произведение числа атомов металла, вступающих в реакцию, и их валентность. Так, эквивалент соли Al 2 (SO 4) 3 будет равен Э Al 2 (SO 4) 3 =М Al 2 (SO 4) 3 /6=342/2,3=342/6=57.

Эквивалент оксида /Э ок / можно определить, как сумму эквивалентов соответствующих элемента и кислорода. Например, эквивалент СО 2 будет равен сумме эквивалентов углерода и кислорода: Э СО 2 =Э С +Э О =3+8=7.

Для газообразных веществ удобно пользоваться эквивалентными объемами /Э V /. Так как при нормальных условиях моль газа занимает объем 22,4л, то исходя из этой величины, легко определить эквивалентный объем любого газа. Рассмотрим водород. Мольная масса водорода 2г занимает объем 22,4л, тогда его эквивалентная масса 1г занимает объем 11,2л /или 11200мл /. Следовательно Э V Н =11,2л. Эквивалентный объем хлора равен 11,2л /Э VCl =11,2л/. Эквивалентный объем СО равен 3,56 /Э VC О =3,56л/.

Химический эквивалент элемента или сложного вещества используется в стехиометрических расчетах обменных реакций, а в соответствующих расчетах окислительно–восстановительных реакций применяют уже окислительный и восстановительный эквиваленты.

Окислительный эквивалент определяют как частное от деления молекулярной массы окислителя на число электронов, которое он принимает в данной окислително–восстановительной реакции.

Восстановительный эквивалент равен молекулярной массе восстановителя поделенной на число электронов, которое он отдает в данной реакции.

Напишем окислително–восстановительную реакцию и определим эквивалент окислителя и восстановителя:

5N 2 aS+2KMnO 4 +8H 2 SO 4 =S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +5Na 2 SO 4 +8H 2 O

Окислителем в этой реакции является перманганат калия. Эквивалент окислителя будет равен массе KMnO 4 деленной на число электронов, принятых окислителем в реакции (nе=5). Э KMnO 4 =М KMnO 4 /nе=158/5=31,5. Молярная масса эквивалента окислителя KMnO 4 в кислой среде равна 31,5г/моль.

Эквивалент восстановителя Na 2 S будет: Э Na 4 S =М Na 4 S /nе=78/2=39. Молярная масса эквивалента Na 2 S равна 39г/моль.

В электрохимических процессах, в частности при электролизе веществ, пользуются электрохимическим эквивалентом. Электрохимический эквивалент определяют как частное от деления химического эквивалента вещества, выделяемого на электроде, на число Фарадея /F/. Электрохимический эквивалент более подробно будет рассмотрен в соответствующем параграфе курса.

Валентность . При взаимодействии атомов между ними образуется химическая связь. Каждый атом может образовывать только определенное количество связей. Количество связей предопределяет такое уникальное свойство каждого элемента, которое называют валентностью. В наиболее общем виде валентностью называют способность атома образовывать химическую связь. За единицу валентности принимают одну химическую связь, которую способен образовать атом водорода. В связи с этим, водород является одновалентным элементом, а кислород – двухвалентным, т.к. с атомом кислорода могут образовывать связь не более двух водородов.

Умение определять валентность каждого элемента, в том числе и в химическом соединении, является необходимым условием успешного усвоения курса химии.

С валентностью соприкасается и такое понятие химии как степень окисления . Подстепенью окисления понимают тот заряд, который имеет элемент в ионном соединении или имел бы в ковалентном соединении, если бы общая электронная пара бала бы полностью смещена к более электроотрицательному элементу. Степень окисления имеет не только цифровое выражение, но и соответствующий знак заряда (+) или (–). Валентность не имеет этих знаков. Например, в H 2 SO 4 степень окисления: водорода +1, кислорода –2, серы +6, а валентность, соответственно, будет 1, 2, 6.

Валентность и степень окисления в числовых значениях не всегда совпадают по величине. Например, в молекуле этилового спирта СН 3 –СН 2 –ОН валентность углерода 6, водорода 1, кислорода 2, а степень окисления, например, углерода первого –3, второго –1: –3 СН 3 – –1 СН 2 –ОН.

1.2. Основные экологические понятия.

За последнее время понятие “экология” глубоко входит в наше сознание. Это понятие, введенное еще в 1869г Э.Геккелем /происходит от греческого oikos – дом, место, жилище, logos – учение/ все больше и больше тревожит человечество.

В учебниках биологии экологию определяют как науку о взаимоотношениях живых организмов и среды их обитания. Практически созвучное определение экологии дает Б.Небел в своей книге «Наука об окружающей среде» – Экология – наука о различных аспектах взаимодействия организмов между собой и с окружающей средой. В других источниках можно встретить и более широкое толкование. Например, Экология – 1/. Наука, изучающая отношение организмов и их системных совокупностей и окружающей среды; 2/. Совокупность научных дисциплин, исследующих взаимоотношение системных биологических структур /от макромолекул до биосферы/ между собой и с окружающей средой; 3/. Дисциплина, изучающая общие законы функционирования экосистем различного иерархического уровня; 4/. Комплексная наука, исследующая среду обитания живых организмов; 5/. Исследование положения человека как вида в биосфере планеты, его связей с экологическими системами и воздействие на них; 6/. Наука о выживании в окружающей среде. /Н.А.Агиджанян, В.И.Торшик. Экология человека./. Однако под термином «экология» понимают не только экологию как науку, а само состояние окружающей среды и его влияние на человека, животный и растительный мир.

Министерство образования и науки Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Уфимский государственный нефтяной технический университет»

Библиотека студента УГНТУ

Краткий курс лекций по дисциплине «химия»

для студентов нехимических специальностей

Под общей редакцией

профессора С.С. Злотского и профессора А.К.Мазитовой

Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ

в качестве учебного пособия

Авторы: О.Ф.Булатова, С.Б.Денисова, Л.Н.Зорина, О.И.Михайленко, М.А.Молявко, М.Н.Назаров, Л.З.Рольник, Л.Е.Салова, Л.Г.Сергеева, О.Б.Чалова, А.Т.Чанышева, Ф.Б.Шевляков (кафедра «Общая и аналитическая химия»); Ю.Н.Биглова, Е.А.Буйлова, Д.Р.Галиева, Н.М.Шаймарданов (кафедра «Прикладная химия и физика»)

Рецензенты:

Заведующий кафедрой «Химия» Уфимского государственного авиационного технического университета доктор химических наук профессор В.А. Докичев

Заведующий кафедрой «Общая химия» Уфимской государственной академии экономики и сервиса кандидат химических наук

доцент И.П. Журкина

К78 Краткий курс лекций по дисциплине «Химия» /Ю.Н.Биглова и др.; под

общ. ред. С.С. Злотского и А.К. Мазитовой. – Уфа: УГНТУ, 2010. – 69 с.

ISBN 978-5-7831-0955-3

Кратко приведены лекции по дисциплине «Химия». Содержание лекций соответствует государственным образовательным стандартам. Отражен модульный принцип обучения, дано содержание практических и лабораторных занятий, приводится список основной литературы для дополнительного изучения материала. Предназначен для студентов нехимических специальностей: АГ, АТ, АЭ, БАГ, БАТ, БАЭ, БМЗ, БМП, БПГ, БПС, БТЭ, ВВ, ГФ, ДС, МЗ, МП, МС, ПГ, ПС, ТЭ, ЭГ, ЭС, ЭТ, а также АК, БОС, МХ, ОС, ТС, ТН очной и заочной форм обучения.

ISBN 978-5-7831-0955-3 © Уфимский государственный нефтяной

технический университет, 2010

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.

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.

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

Пособие предназначено для школьников, абитуриентов и учителей. В пособии в краткой, но информативной и ясной форме изложены современные основы химии. Это - основы, которые надо понимать каждому выпускнику средней школы и совершенно обязательно знать каждому, кто видит себя студентом-химиком, медиком или биологом XXI века.

Атомно-молекулярная теория.
Атомно-молекулярная теория строения вещества возникла в результате попыток ученых решить два основных вопроса. 1) Из чего состоят вещества? 2) Почему вещества бывают разными и почему одни вещества могут превращаться в другие? Основные положения этой теории можно сформулировать следующим образом:
1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица элемента в химических соединениях. Разным элементам соответствуют разные атомы.
3. При химических реакциях молекулы одних веществ превращаются в молекулы других веществ. Атомы при химических реакциях не изменяются.

Рассмотрим кратко историю создания и развития атомно-молекулярной теории.
Атомы были придуманы в Греции в V в. до н. э. Философ Левкипп задался вопросом, можно ли каждую часть материи, какая бы малая она ни была, разделить на еще более мелкие части. Левкипп считал, что в результате такого деления можно получить настолько малую частицу, что дальнейшее деление станет невозможным. Ученик Левкиппа, философ Демокрит назвал эти крошечные частицы «атомами». Он считал, что атомы каждого элемента имеют особые размеры и форму и что именно этим объясняются различия в свойствах элементов. Вещества, которые мы видим и ощущаем, представляют собой соединения атомов различных элементов, и, изменив природу этого соединения, можно одно вещество превратить в другое. Демокрит создал атомную теорию почти в современном виде. Однако эта теория - лишь плод философских размышлений, не подтвержденный экспериментальными наблюдениями.

ОГЛАВЛЕНИЕ
Предисловие 3
ЧАСТЬ 1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ 5
ГЛАВА 1. Основные понятия и законы химии 5
§ 1.1. Предмет химии 5
§1.2. Атомно-молекулярная теория 7
§ 1.3. Закон сохранения массы и энергии 10
§ 1.4. Периодический закон 12
§ 1.5. Основные понятия химии 14
§ 1.6. Стехиометрические соотношения в химии 18
§ 1.7. Газовые законы 19
ГЛАВА 2. Строение атома 22
§ 2.1. Развитие представлений о сложном строении атома 22
§ 2.2. Квантовые числа электронов 25
§ 2.3. Распределение электронов в атомах 28
§ 2.4. Радиоактивные превращения 33
§ 2.5. Периодичность свойств атомов элементов 37
ГЛАВА 3. Химическая связь и строение молекул 41
§ 3.1. Природа химической связи 41
§ 3.2. Ковалентная связь 44
§ 3.3. Ионная связь 48
§ 3.4. Металлическая связь 50
§ 3.5. Межмолекулярные химические связи 51
§ 3.6. Валентность и степень окисления 55
§ 3.7. Пространственное строение молекул 58
ГЛАВА 4. Состояния вещества 63
§ 4.1. Характерные свойства газов, жидкостей и твердых тел 63
§ 4.2. Фазовые диаграммы веществ 66
§ 4.3. Газы 68
§ 4.4. Жидкости 70
§ 4.5. Кристаллические вещества 73
§ 4.6. Различные формы существования веществ 80
ГЛАВА 5. Энергетические эффекты химических реакций 81
§ 5.1. Выделение и поглощение энергии в химических реакциях 81
§ 5.2. Экзотермические и эндотермические реакции. Термохимический закон Гесса 87
ГЛАВА 6. Кинетика химических реакций 93
§ 6.1. Основные понятия и постулаты химической кинетики 93
§ 6.2. Влияние температуры на скорость реакции 97
§ 6.3. Катализ 99
ГЛАВА 7. Химическое равновесие 103
§ 7.1. Определение состояния равновесия 103
§ 7.2. Константа химического равновесия 105
§ 7.3. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье 108
§ 7.4. Об оптимальных условиях получения веществ в промышленных масштабах 111
ГЛАВА 8. Растворы 114
§ 8.1. Растворение как физико-химический процесс 114
§ 8.2. Факторы, влияющие на растворимость веществ 117
§ 8.3. Способы выражения концентрации растворов 121
ГЛАВА 9. Электролитическая диссоциация и ионные реакции в растворах 122
§ 9.1. Электролиты и электролитическая диссоциация 122
§ 9.2. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации 123
§ 9.3. Ионные уравнения реакций 126
§ 9.4. Гидролиз солей 128
ГЛАВА 10. Основные типы химических реакций 129
§ 10.1. Символика и классификационные признаки реакций 129
§ 10.2. Классификация по числу и составу реагентов и продуктов реакции 131
§ 10.3. Классификация реакций по фазовым признакам 136
§ 10.4. Классификация реакций по типу переносимых частиц 137
§ 10.5. Обратимые и необратимые химические реакции 138
ГЛАВА 11. Окислительно-восстановительные процессы 140
§ 11.1. Окислительно-восстановительные реакции 140
§ 11.2. Подбор стехиометрических коэффициентов в ОВР 144
§ 11.3. Стандартные потенциалы ОВР 148
§ 11.4. Электролиз растворов и расплавов электролитов 152
ЧАСТЬ II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ 154
ГЛАВА 12. Общая характеристика неорганических соединений, их классификация и номенклатура 154
§ 12.1. Оксиды 155
§ 12.2. Основания (гидроксиды металлов) 158
§ 12.3. Кислоты 160
§ 12.4. Соли 165
ГЛАВА 13. Водород 168
§ 13.1. Строение атома и положение в периодической системе Д.И. Менделеева 168
§ 13.2. Химические свойства водорода 171
§ 13.3. Получение водорода и его применение 173
§ 13.4. Оксиды водорода 174
ГЛАВА 14. Галогены 178
§ 14.1. Физические свойства галогенов 178
§ 14.2. Химические свойства и получение галогенов 180
§ 14.3. Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и их соли 185
§ 14.4. Кислородсодержащие соединения галогенов 187
ГЛАВА 15. Халькогены 190
§ 15.1. Общая характеристика 190
§ 15.2. Простые вещества 191
§ 15.3. Соединения серы 196
ГЛАВА 16. Подгруппа азота 204
§ 16.1. Общая характеристика 204
§ 16.2. Свойства простых веществ 205
§ 16.3. Аммиак. Фосфин. Галогениды фосфора 207
§ 16.4. Оксиды азота. Азотная и азотистая кислоты 210
§ 16.5. Оксиды и кислоты фосфора 214
ГЛАВА 17. Подгруппа углерода 218
§ 17.1. Общая характеристика 218
§ 17.2. Углерод 219
§ 17.3. Оксиды углерода 223
§ 17.4. Угольная кислота и ее соли 226
§ 17.5. Кремний 228
§ 17.6. Соединения кремния со степенью окисления +4 230
§ 17.7. Соединения кремния со степенью окисления -4 233
ГЛАВА 18. Свойства s-металлов и их соединений 234
§ 18.1. Общая характеристика 234
§ 18.2. Химические свойства металлов 236
§ 18.3. Соединения s-металлов 239
ГЛАВА 19. Алюминий и бор 240
§ 19.1. Общая характеристика 240
§ 19.2. Свойства и получение простых веществ 242
§ 19.3. Соединения бора и алюминия 247
ГЛАВА 20. Главные переходные металлы 249
§ 20.1. Общая характеристика 249
§ 20.2. Хром и его соединения 251
§ 20.3. Марганец и его соединения 253
§ 20.4. Триада железа 255
§ 20.5. Производство чугуна и стали 258
§ 20.6. Медь и ее соединения 261
§ 20.7. Цинк и его соединения 263
§ 20.8. Серебро и его соединения 264
ГЛАВА 21. Благородные газы 265
§ 21.1. Общая характеристика 265
§ 21.2. Химические соединения благородных газов 267
§ 21.3. Применение благородных газов 269
ЧАСТЬ III. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ 271
ГЛАВА 22. Основные понятия и закономерности в органической химия 271
§ 22.1. Предмет органической химии 271
§ 22.2. Классификация органических соединений 272
§ 22.3. Номенклатура органических соединений 274
§ 22.4. Изомерия органических соединений 278
§ 22.5. Электронные эффекты и реакционная способность органических соединений 279
§ 22.6. Общая характеристика 281
ГЛАВА 23. Насыщенные углеводороды 283
§ 23.1. Алканы 283
§ 23.2. Циклоалканы 286
ГЛАВА 24. Алкены и алкадиены 289
§ 24.1. Алкены 289
§ 24.2. Диеновые углеводороды 293
ГЛАВА 25. Алкины 295
§ 25.1. Общая характеристика 295
§ 25.2. Получение и химические свойства 296
ГЛАВА 26. Арены 300
§ 26.1. Общая характеристика 300
§ 26.2. Получение и химические свойства 303
§ 26.3. Ориентанты (заместители) первого и второго рода 308
ГЛАВА 27. Спирт и фенолы 310
§ 27.1. Общая характеристика 310
§ 27.2. Одноатомные спирты 311
§ 27.3. Многоатомные спирты 315
§ 27.4. Фенолы 316
ГЛАВА 28. Альдегиды и кетоны 321
§ 28.1. Общая характеристика 321
§ 28.2. Способы получения 323
§ 28.3. Химические свойства 324
ГЛАВА 29. Карбоновые кислоты 327
§ 29.1. Классификация, номенклатура и изомерия 327
§ 29.2. Одноосновные предельные карбоновые кислоты 334
§ 29.3. Одноосновные непредельные карбоновые кислоты 339
§ 29.4. Ароматические карбоновые кислоты 342
§ 29.5. Двухосновные карбоновые кислоты 343
ГЛАВА 30. Функциональные производные карбоновых кислот 345
§ 30.1. Классификация функциональных производных 345
§ 30.2. Ангидриды карбоновых кислот 346
§ 30.3. Галогенангидриды карбоновых кислот 348
§ 30.4. Амиды карбоновых кислот 350
§ 30.5. Сложные эфиры 352
§ 30.6. Жиры 353
ГЛАВА 31. Углеводы (сахара) 357
§ 31.1. Моносахариды 357
§ 31.2. Отдельные представители моносахаридов 363
§ 31.3. Олигосахариды 366
§ 31.4. Полисахариды 368
ГЛАВА 32. Амины 371
§ 32.1. Предельные алифатические амины 371
§ 32.2. Анилин 375
ГЛАВА 33. Аминокислоты. Пептиды. Белки 377
§ 33.1. Аминокислоты 377
§ 33.2. Пептиды 381
§ 33.3. Белки 383
ГЛАВА 34. Азотсодержащие гетероциклические соединения 387
§ 34.1. Шестичленные гетероциклы 387
§ 34.2. Соединения с пятичленным циклом 390
ГЛАВА 35. Нуклеиновые кислоты 393
§ 35.1. Нуклеотиды и нуклеозиды 393
§ 35.2. Строение нуклеиновых кислот 395
§ 35.3. Биологическая роль нуклеиновых кислот 398
ГЛАВА 36. Синтетические высокомолекулярные соединения (полимеры) 400
§ 36.1. Общая характеристика 400
§ 36.2. Пластмассы 402
§ 36.3. Волокна 404
§ 36.4. Каучуки 405
Рекомендуемая литература 410.