«Саратовський державний аграрний університет

Хімія

короткий курс лекцій

для студентів I курсу

Напрям підготовки

250100.62 Лісова справа

Профіль підготовки

Лісне господарство

Саратов 2011

Рецензенти:

Завідувач кафедри «Загальна та неорганічна хімія», доктор хімічних наук, професор ГОУ ВПО «СГУ ім. Чернишевського».

Завідувач кафедри «Хімія та основи екології», кандидат хімічних наук, професор ФГОУ ВПО «Саратовський ДАУ»

Хімія: короткий курс лекцій для студентів I курсу спеціальності (напрямки підготовки) 250100.62 «Лісова справа» / Упоряд.: , // ФГОУ ВПО «Саратовський ГАУ». - Саратов, 2011. - 80 с.

Короткий курс лекцій з дисципліни «Хімія» складений у відповідність до робочої програми дисципліни та призначений для студентів напряму підготовки 250100.62 «Лісова справа». Короткий курс лекцій містить теоретичний матеріал з основних питань загальної, неорганічної та органічної хімії, розглянуто питання ідентифікації хімічних речовин. Направлений формування у студентів знань про основні закономірності хімічних явищ, застосування цих знань розуміння процесів, які у природі, на вирішення екологічних проблем.

© ФГОУ ВПО «Саратовський ДАУ», 2011

Вступ.

Хімія - одна з найважливіших природничих дисциплін. Хімія вивчає речовини, їх будову, властивості та перетворення, що відбуваються внаслідок хімічних реакцій, а також фундаментальні закони, яким ці перетворення підкоряються. Сучасна хімія – настільки велика область природознавства, що її розділи є самостійні, хоч і пов'язані між собою наукові дисципліни.

Короткий курс лекцій з дисципліни «Хімія» призначений для студентів за напрямом підготовки 250100.62 «Лісова справа». Він розкриває основні закони загальної хімії, на яких базуються хімічні дисципліни, включає введення в неорганічну хімію, знайомить з основними класами органічних сполук, передбачає освоєння теоретичних основ методів аналізу. Курс націлений формування ключових компетенцій, необхідні ефективного вирішення професійних завдань та організації професійної діяльності з урахуванням глибокого розуміння законів функціонування екосистем.

Лекція 1

ХІМІЧНА КІНЕТИКА. ХІМІЧНА РІВНОВАГА

1.1. Зшвидкість хімічної рекції

Хімічною кінетикою називається розділ хімії, що вивчає швидкість та механізми хімічних реакцій .

Під швидкістю хімічної реакції розуміють зміну концентрації речовини за одиницю часу. При цьому байдуже, про яку речовину йдеться - про вступ у реакцію або про продукт реакції.

Якщо за період від t1 до t2 концентрація речовини змінилася від значення С1 до С2, то вираз швидкості реакції:

V = ± = ± , моль/л∙с

При цьому знак «+» у формулі відноситься до зміни концентрації речовини, що утворюється в результаті реакції (С2>С1, ΔС>0), а знак «–» відноситься до зміни концентрації речовини, що вступає в реакцію (С1>С2, ΔС<0).

1.2. Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції

Швидкість хімічної реакції залежить від природи речовин, що реагують, їх концентрації, температури, тиску – для газів, площі поверхні зіткнення (ступеня подрібнення) – для твердих речовин, присутності каталізатора.

Вплив природи речовин, що реагують. Різні речовини мають різну реакційну здатність. Наприклад, калій (лужний метал) бурхливо реагує з водою з виділенням водню, тоді як золото з водою практично не взаємодіє.

Реакційна здатність речовин визначається великою мірою характером хімічних зв'язків та будовою молекул реагентів.

1.3. Вплив концентрації речовин на швидкість реакції.

Закон дії мас

Необхідною умовою хімічної взаємодії є зіткнення частинок одна з одною. Що більше зіткнень, то швидше протікає реакція. Зі збільшенням концентрації (числа частинок в одиниці обсягу) зіткнення відбуваються частіше і, отже, швидкість реакції зростає.

Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин характеризується законом дії мас (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867 р.):

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій речовин, що реагують, зведених у ступінь їх стехіометричних коефіцієнтів.

Для реакції, що протікає за рівнянням аА+ вВ → зЗі швидкість реакції визначається виразом:

V = k [A] а∙ [B] b,

де k – константа швидкості реакції, залежить від температури та природи реагуючих речовин, але не залежить від їхньої концентрації.

Стосовно конкретних реакцій вираз закону дії мас матиме вигляд (табл. 1):

Таблиця 1 - Приклади вираження закону дії для різних реакцій

Рівняння реакції

Вираз закону дії мас

N2 + 3H2 → 2NH3

V = k ∙ 3

(Швидкість реакції не залежить від концентрації твердої речовини)

1.4. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гофф.

Залежність швидкості реакції від температури приблизно оцінюється правилом Вант-Гоффа:

У разі підвищення температури на кожні 10 градусів швидкість реакції зростає в 2-4 рази.

де γ – температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 2–4.

Збільшення швидкості реакції при підвищенні температури пояснює теорія активації (С. Арреніус). Згідно з цією теорією, при зіткненні реагують не всі молекули, а лише активні – ті, які мають достатню енергію, надмірну порівняно із середньою енергією молекул при даній температурі – енергією активації . Отже, енергія активації Еа (розмірність – кДж/моль) – це надлишкова енергія, якою повинні мати молекули для того, щоб їх зіткнення призвело до хімічного перетворення. Інакше кажучи, кожна реакція характеризується певним енергетичним бар'єром. Зі зростанням температури кількість активних молекул зростає, що призводить до збільшення швидкості реакції.

Рівняння Арреніуса:

де А – передекспоненційний множник, пов'язані з частотою зіткнень частинок та його орієнтацією при зіткненнях.

Як випливає з рівняння Арреніуса, швидкість реакції тим більша, чим менша енергія активації та вища температура.

Рисунок 1. Енергетична діаграма хімічної реакції:

А – реагенти, В – активований комплекс

(Перехідний стан), С - продукти.

Реакція протікає через стадію утворення нестійкого проміжного з'єднання активованого комплексу Саме для його утворення потрібна енергія активації. Цей комплекс нестійкий, існує дуже короткий час, у результаті його розпаду утворюються продукти реакції. У найпростішому випадку активований комплекс можна як конфігурацію атомів, у якій ослаблені старі хімічні зв'язку й утворюються нові.

1.5. Каталіз. Каталізатори

Каталіз - явище зміни швидкості реакції під впливом речовин – каталізаторів. Розрізняють позитивний каталіз (збільшення швидкості реакції) та про негативний каталіз (уповільнення реакції під дією речовин – інгібіторів ). Сам каталізатор при реакції не витрачається, але змінює швидкість.

Розрізняють гомогенний та гетерогенний каталіз. В разі гомогенного каталізу каталізатор та реагуючі речовини знаходяться в одному агрегатному стані. В разі гетерогенного каталізу - У різних агрегатних станах.

Приклади каталітичних реакцій:

Одержання сірчаної кислоти контактним способом: SO2 + O2 → SO3; (Каталізатор - V2O5).

Ферменти – речовини білкової природи, каталізатори біохімічних реакцій у клітинах живих організмів.

Дія каталізатора пояснюється зниженням енергії активації реакції. Каталізатор вступає у взаємодію Космосу з реагуючими речовинами з утворенням проміжних сполук, причому для цього потрібна нижча енергія активації і реакція протікає швидко.

Реакція А+В=АВ без каталізатора протікає повільно.

У присутності каталізатора реакція відбувається в дві стадії, що швидко протікають:

АК + В = АВ + К.

1.6. Хімічна рівновага, умови його усунення. Принцип Ле Шательє

Оборотні реакції – які протікають не до кінця, вони протікають одночасно у двох протилежних напрямках.

Наприклад: N2 + 3H2 ¢ 2NH3

Ця реакція може протікати у двох напрямках – утворення аміаку та його розкладання.

Оборотна реакція закінчується встановленням хімічної рівноваги - Це стан системи реагуючих речовин, коли швидкості прямої та зворотної реакції рівні:

Стан рівноваги у оборотній системі характеризується константою рівноваги.

Розглянемо оборотну реакцію aA + bB Cc + dD.

Швидкість прямої реакції, що протікає зліва направо, згідно із законом дії мас має вираз Vпр = k[A]a ∙ [B]b. Швидкість зворотної реакції, що протікає праворуч наліво, має вигляд Vобр = k[C]c ∙ [D]d. При рівності швидкостей прямої та зворотної реакції: k[A]a ∙ [B]b = k[C]c ∙ [D]d. В результаті отримуємо вираз константи рівноваги:

Константа рівноваги оборотної реакції є відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин, зведених ступінь їх стехіометричних коефіцієнтів.

Рівняння константи рівноваги показує, що концентрації всіх речовин, що у реакції, пов'язані між собою. Зміна концентрації кожного з них призведе до зміни концентрацій решти. У результаті встановляться нові концентрації, але співвідношення з-поміж них відповідає константі рівноваги.

Принцип усунення рівноваги - принцип Ле Шательє:

Якщо на систему, що знаходиться в стані хімічної рівноваги надати будь-який вплив (змінити концентрацію, температуру або тиск), то рівновага зміститься в напрямку, де цей вплив зменшиться.

При збільшенні концентрації однієї з речовин рівновага зміститься у бік витрати цієї речовини.

При збільшенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, а при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції.

При збільшенні тиску рівновага зміститься у бік зменшення обсягів.

Запитання для самоконтролю

1) Поняття швидкості хімічної реакції. Які чинники впливають на швидкість хімічної реакції?

2) Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції. Закон дії мас. Завдання:Як зміниться швидкість реакції 2NO + O2 → 2NO2, якщо підвищити концентрацію NO у 2 рази?

3) Вплив температури на швидкість хімічної реакції. Правило Вант-Гофф. Завдання:Температурний коефіцієнт деякої реакції дорівнює 2. У скільки разів збільшиться швидкість реакції у разі підвищення температури від 10 до 50 ºС?

4) Каталізатори та їх роль у зміні швидкості хімічної реакції.

5) Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги Завдання:Рівновага в системі H2 + J2 2 HJ встановилася при концентраціях: = 0,025 моль/л, = 0,005 моль/л, = 0,09 моль/л. Обчисліть константу рівноваги.

6) Зміщення хімічної рівноваги, принцип Ле-Шательє. Визначте напрямок усунення рівноваги в системі:

СО(г.) + О2 (г.) 2 СО2 (р.) + 566 кДж

а) у разі підвищення температури; б) у разі підвищення тиску; в) зі збільшенням концентрації СО; г) зі збільшенням концентрації СО2?

СПИСОК ЛІТЕРАТУРИ

Основна

1. Глінка, хімія /. - М.: Інтеграл-прес, 2002. - 728 с.

2. Князєв, Д. А., Смаригін, хімія / , . - М.: Дрофа, 2004. - 529 с.

3. Рязанова, Г. Є., Самохіна, за загальною та неорганічною хімією: навчальний посібник / , ; ФГЗУ ВПО «Саратовський ДАУ». - Саратов, 2007. - 192 с.

Додаткова

1. Єгоров, основи неорганічної хімії. Короткий курс для студентів сільськогосподарських вишів: підручник / . - Краснодар: Лань, 2005. - 192 с.

2. Клінський, Г. Д., Скопінцев, хімія для біологів: навчальний посібник для студ. с.-г. вузів / , . - М.: Вид-во МСХА, 2001. - 384 с.

3. Журнали: "Хімія і життя", "Агрохімія", "Агрохімічний вісник", "Екологічний вісник Росії".

Лекція 2

Енергетика хімічних процесів

БІБЛІОГРАФІЧНИЙ СПИСОК

1. Артеменко, хімія/. - М.: Вища школа, 2005. - 605 с.

2. Гандберг, хімія/. - М.: Дрофа, 2002. - 672 с.

3. Глінка, хімія: навчальний посібник/. - М.: Інтеграл-прес, 2002. - 728 с.

4. Єгоров, основи неорганічної хімії. Короткий курс для студентів сільськогосподарських вишів: підручник / . - Краснодар: Лань, 2005. - 192 с.

5. Золотов, Ю. А., Вершинін, та методологія аналітичної хімії / , . - М.: Видавничий центр «Академія», 2007. - 464 с.

6. Князєв, Д. А., Смаригін, С. М.Неорганічна хімія / , . - М.: Дрофа, 2004. - 529 с.

7. Основи органічної хімії / [та ін.]. - М.: Дрофа, 2006. - 560 с.

8. Основи аналітичної хімії у 2-х книгах: Підручник для вузів/, [та ін.] - М.: Вища школа, 1999. - 351 с.

9. Угай, хімія / . - М.: Вища школа, 2002. - 463 с.

Вступ…………………………………………………………………………………..3

лекція 1. Хімічна кінетика. Хімічна рівновага……………………..4

1.1. Швидкість хімічної реакції………………………………………………….4

1.2. Чинники, що впливають швидкість хімічної реакції……………………….4

1.3. Вплив концентрації речовин на швидкість реакції.

Закон дії мас………………………………………………………………….5

1.4. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гофф.

Теорія активації…………………………………………………………………….6

1.5. Каталіз. Каталізатори…………………………………………………………..6

1.6. Хімічна рівновага, умови його усунення. Принцип Ле Шательє……..7

Питання для самоконтролю…………………………………………………………..8

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

Лекція 2. Енергетика хімічних процесів ………………………………….....9

……...

………

бібліографічний список………………………………………………………...10

Зміст………………………………………………………………………...…11

Глава 1.

Загальні хімічні та екологічні закономірності.

З чого починається хімія?

Чи складне це питання? На нього кожен відповість по-своєму.

У середній школі учні вивчають хімію протягом кількох років. Багато хто досить добре складає випускний іспит з хімії. Однак...

Розмови з абітурієнтами та згодом і студентами перших курсів говорять про те, що залишкові знання з хімії після середньої школи незначні. Одні плутаються в різних визначеннях та хімічних формулах, а інші взагалі не можуть відтворити навіть основні поняття та закони хімії, не кажучи вже про поняття та закони екології.

У них хімія так і не розпочиналася.

Хімія, мабуть, починається з глибокого освоєння її основ, і перш за все, основних понять та законів.

1.1. Основні хімічні поняття.

У таблиці Д.І.Менделєєва поруч із символом елемента стоять цифри. Одна цифра означає порядковий номер елемента, а друга атомну масу. Порядковий номер має власний фізичний зміст. Про нього ми вестимемо розмову пізніше, тут зупинимося на атомній масі і виділимо в яких одиницях вона вимірюється.

Слід зазначити, що атомна маса елемента, наведена в таблиці, величина відносна. За одиницю відносної величини атомної маси прийнято 1/12 частину маси атома вуглецю, ізотопу з масовим числом 12, і назвали її атомною одиницею маси /а.е.м./. Отже, 1 а.е.м. дорівнює 1/12 частини маси ізотопу вуглецю 12 С. І вона дорівнює 1,667 * 10 -27 кг. /Абсолютна маса атома вуглецю дорівнює 1,99*10 -26 кг./

Атомна маса, наведена у таблиці, є масою атома, вираженої в атомних одиницях маси Розмір безрозмірна. Конкретно для кожного елемента атомна маса показує, скільки разів маса даного атома більше або менше 1/12 частини маси атома вуглецю.

Аналогічне можна сказати і про молекулярну масу.

Молекулярна маса- Це маса молекули, виражена в атомних одиницях маси. Величина теж відносна. Молекулярна маса конкретної речовини дорівнює сумі мас атомів всіх елементів, що входять до складу молекули.

Важливим поняттям хімії є поняття “моль”. Міль- Така кількість речовини, яка містить 6,02 * 1023 структурних одиниць / атомів, молекул, іонів, електронів і т.д. /. Моль атомів, моль молекул, моль іонів і т.д.

Маса одного моля цієї речовини називається його молярною /або мольною/ масою. Вона вимірюється в г/моль або кг/моль та позначається буквою «М». Наприклад, молярна маса сірчаної кислоти МН2SO4=98г/моль.

Наступне поняття «Еквівалент». Еквівалентом/Е/ називають таку вагову кількість речовини, яка взаємодіє з одним молем атомів водню або заміщають таку його кількість у хімічних реакціях. Отже, еквівалент водню ЕН дорівнює одиниці. /ЕН =1/. Еквівалент кисню ЕО дорівнює восьми /ЕО =8/.

Розрізняють хімічний еквівалент елемента та хімічний еквівалент складної речовини.

Еквівалент елемента – величина змінна. Вона залежить від атомної маси /А/ і валентності /В/, яку має елемент у конкретному з'єднанні. Е = А/В. Наприклад, визначимо еквівалент сірки в оксидах SO2 та SO3. У SO 2 Е S =32/4=8, а SO 3 Е S =32/6=5,33.

Молярну масу еквівалента, виражену у грамах, називають еквівалентною масою. Отже, еквівалентна маса водню МЕ Н = 1г/моль, еквівалентна маса кисню МЕ =8г/моль.

Хімічний еквівалент складної речовини /кислоти, гідроксиду, солі, оксиду/- така кількість відповідної речовини, що взаємодіє з одним молем атомів водню, тобто. з одним еквівалентом водню або замінює таку кількість водню або будь-якої іншої речовини у хімічних реакціях.

Еквівалент кислоти/ЕК / дорівнює частці від поділу молекулярної маси кислоти на число атомів водню, що беруть участь в реакції. Для кислоти H 2 SO 4 коли обидва атоми водню вступають в реакцію H 2 SO 4 +2NaOH=Na 2 SO+2H 2 O еквівалент дорівнюватиме Е Н 2 SO4 = М Н 2 SO 4 /n Н =98/2=49

Еквівалент гідроксиду/Е гідр. / визначається як окреме від поділу молекулярної маси гідроксиду на число гідроксогруп, що вступають у реакцію. Наприклад, еквівалент NaOH дорівнюватиме: Е NaOH =М NaOH /n ВІН =40/1=40.

Еквівалент солі/Е солі / можна розрахувати, поділивши її молекулярну масу на добуток числа атомів металу, що вступають у реакцію, та їх валентність. Так, еквівалент солі Al 2 (SO 4) 3 дорівнюватиме Е Al 2 (SO 4) 3 =М Al 2 (SO 4) 3 /6=342/2,3=342/6=57.

Еквівалент оксиду/Е ок / можна визначити, як суму еквівалентів відповідних елемента та кисню. Наприклад, еквівалент СО 2 дорівнюватиме сумі еквівалентів вуглецю і кисню: Е СО 2 = Е З + Е О = 3 +8 = 7.

Для газоподібних речовин зручно користуватися еквівалентними обсягами /ЕV/. Так як за нормальних умов моль газу займає об'єм 22,4л, то, виходячи з цієї величини, легко визначити еквівалентний об'єм будь-якого газу. Розглянемо водень. Мольна маса водню 2г займає об'єм 22,4л, тоді його еквівалентна маса 1г займає об'єм 11,2л /або 11200мл/. Отже Е V Н = 11,2 л. Еквівалентний обсяг хлору дорівнює 11,2 л /Е VCl = 11,2 л /. Еквівалентний обсяг СО дорівнює 3,56 /Е VC = 3,56л/.

Хімічний еквівалент елемента або складної речовини використовується в стехіометричних розрахунках обмінних реакцій, а у відповідних розрахунках окислювально-відновних реакцій застосовують вже окисний і відновлювальний еквіваленти.

Окисний еквівалентвизначають як окреме від розподілу молекулярної маси окислювача на число електронів, яке він приймає в даній окислювально-відновної реакції.

Відновлювальний еквівалент дорівнює молекулярній масі відновника поділеної на число електронів, яке він віддає у цій реакції.

Напишемо окислювально-відновну реакцію та визначимо еквівалент окислювача та відновника:

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

Окислювачем у цій реакції є перманганат калію. Еквівалент окислювача дорівнюватиме масі KMnO 4 поділеної на число електронів, прийнятих окислювачем реакції (nе=5). Е KMnO 4 = М KMnO 4 / nе = 158/5 = 31,5. Молярна маса еквівалента окислювача KMnO 4 у кислому середовищі дорівнює 31,5 г/моль.

Еквівалент відновника Na 2 S буде: Е Na 4 S = М Na 4 S / nе = 78/2 = 39. Молярна маса еквівалента Na 2 S дорівнює 39г/моль.

У електрохімічних процесах, зокрема при електроліз речовин, користуються електрохімічним еквівалентом. Електрохімічний еквівалент визначають як окреме від поділу хімічного еквівалента речовини, що виділяється на електроді, на число Фарадея /F/. Електрохімічний еквівалент докладніше буде розглянуто у відповідному параграфі курсу.

Валентність. При взаємодії атомів з-поміж них утворюється хімічна зв'язок. Кожен атом може утворювати лише певну кількість зв'язків. Кількість зв'язків визначає таку унікальну властивість кожного елемента, яку називають валентністю. У найбільш загальному вигляді валентністю називають здатність атома утворювати хімічний зв'язок. За одиницю валентності приймають один хімічний зв'язок, який здатний утворити атом водню. У зв'язку з цим водень є одновалентним елементом, а кисень – двовалентним, т.к. з атомом кисню можуть утворювати зв'язок трохи більше двох водень.

Вміння визначати валентність кожного елемента, у тому числі й у хімічній сполукі, є необхідною умовою успішного засвоєння курсу хімії.

З валентністю стикається і таке поняття хімії як ступінь окислення. Підступом окислення розуміють той заряд, який має елемент в іонному з'єднанні або мав би в ковалентному з'єднанні, якби загальна електронна пара балу повністю зміщена до більш негативного елементу. Ступінь окислення має не лише цифрове вираження, а й відповідний знак заряду (+) або (-). Валентність немає цих символів. Наприклад, H 2 SO 4 ступінь окислення: водню +1, кисню –2, сірки +6, а валентність, відповідно, буде 1, 2, 6.

Валентність і ступінь окислення у числових значеннях не завжди збігаються за величиною. Наприклад, у молекулі етилового спирту СН 3 -СН 2 -ВІН валентність вуглецю 6, водню 1, кисню 2, а ступінь окислення, наприклад, вуглецю першого -3, другого -1: -3 СН 3 - -1 СН 2 -ВІН.

1.2. Основні екологічні поняття.

Останнім часом поняття “екологія” глибоко входить у нашу свідомість. Це поняття, запроваджене ще 1869г Е.Геккелем /походить від грецької oikos- будинок, місце, житло, logos– вчення/ все більше і більше турбує людство.

У підручниках біології екологіювизначають як науку про взаємини живих організмів та довкілля їх проживання. Практично співзвучне визначення екології дає Б.Небел у своїй книзі «Наука про навколишнє середовище» – Екологія – наука про різні аспекти взаємодії організмів між собою та з навколишнім середовищем. В інших джерелах можна зустріти ширше тлумачення. Наприклад, Екологія – 1/. Наука, що вивчає відношення організмів та їх системних сукупностей та навколишнього середовища; 2/. Сукупність наукових дисциплін, що досліджують взаємовідносини системних біологічних структур /від макромолекул до біосфери/ між собою та з навколишнім середовищем; 3/. дисципліна, що вивчає загальні закони функціонування екосистем різного ієрархічного рівня; 4/. Комплексна наука, що досліджує місце існування живих організмів; 5/. Дослідження становища людини як виду в біосфері планети, її зв'язків з екологічними системами та вплив на них; 6/. Наука про виживання у навколишньому середовищі. /Н.А.Агіджанян, В.І.Торшик. Екологія людини./. Однак під терміном «екологія» розуміють не лише екологію як науку, а сам стан довкілля та його вплив на людину, тваринний та рослинний світ.

Міністерство освіти та науки Російської Федерації

Державний освітній заклад вищої професійної освіти

«Уфімський державний нафтовий технічний університет»

Бібліотека студента УДНТУ

Короткий курс лекцій з дисципліни «хімія»

для студентів нехімічних спеціальностей

За загальною редакцією

професора С.С. Злотського та професора А.К.Мазитової

Затверджено Редакційно-видавничою радою УДНТУ

як навчальний посібник

Автори: О.Ф.Булатова, С.Б.Денисова, Л.М.Зоріна, О.І.Михайленко, М.А.Молявко, М.М.Назаров, Л.З.Рольник, Л.Є.Салова, Л.Г.Сергєєва, О.Б.Чалова, А.Т.Чанишева, Ф.Б.Шевляков (кафедра «Загальна та аналітична хімія»); Ю.Н.Біглова, Є.А.Буйлова, Д.Р.Галієва, Н.М.Шаймарданов (кафедра «Прикладна хімія та фізика»)

Рецензенти:

Завідувач кафедри «Хімія» Уфімського державного авіаційного технічного університету, доктор хімічних наук, професор В.А. Докичів

Завідувач кафедри «Загальна хімія» Уфімської державної академії економіки та сервісу кандидат хімічних наук

доцент І.П. Журкіна

К78 Короткий курс лекцій з дисципліни "Хімія" / Ю.Н.Біглова та ін; під

заг. ред. С.С. Злотського та А.К. Мазитової. - Уфа: УДНТУ, 2010. - 69 с.

ISBN 978-5-7831-0955-3

Коротко наведено лекції з дисципліни «Хімія». Зміст лекцій відповідає державним освітнім стандартам. Відображено модульний принцип навчання, дано зміст практичних та лабораторних занять, наводиться список основної літератури для додаткового вивчення матеріалу. Призначений для студентів нехімічних спеціальностей: АГ, АТ, АЕ, БАГ, БАТ, БАЕ, БМЗ, БМП, БПГ, БПС, БТЕ, ВР, ГФ, ДС, МОЗ, МП, МС, ПГ, ПС, ТЕ, ЕГ, ЕС, ЕТ, а також АК, БОС, МХ, ОС, ТЗ, ТН очної та заочної форм навчання.

ISBN 978-5-7831-0955-3 © Уфимський державний нафтовий

технічний університет, 2010

Передмова

У навчальній програмі студентів нехімічних спеціальностей технічного вишу, зокрема УДНТУ, є дисципліна «Хімія». Для переважної більшості спеціальностей з цього предмета передбачено 12-20 лекцій (24-40 годин), 3-5 практичних занять (6-10 годин) та 10-15 лабораторних занять (20-30 годин).

Зміст лекційного матеріалу включає два основні розділи: будову, загальні (інтегральні) властивості речовин та властивості найважливіших елементів. На практичних заняттях у інтерактивному режимі докладно розглядаються вузлові, важливі питання програми, фокусується увагу до розділах, мають найбільше значення всього курсу. Лабораторні роботи присвячені вивченню широкого кола проблем термодинаміки, кінетики, розчинів, електрохімії та перетворення найважливіших неорганічних сполук. Студенти в ході виконання експериментів отримують необхідні навички та досвід роботи з хімічними реактивами та реагентами. У сукупності аудиторні заняття, консультації, домашні та самостійні роботи дозволяють учням успішно освоїти матеріал програми та надалі використовувати отримані знання з хімії щодо спеціальних дисциплін.

В даний час за курсом «Хімія» є велика кількість підручників, навчальних посібників, практикумів, збірників завдань та ін. як у друкованій формі, так і на електронних носіях. Викладачами кафедр ОАХ та ПХіФ у 2005-2009 роках видано велику навчальну літературу для студентів нехімічних спеціальностей (див. список рекомендованої літератури).

У той же час, з досвіду викладання випливає, що відсутність посібника, що містить базові відомості з дисципліни в короткій доступній формі, стримує зростання успішності студентів за курсом «Хімія».

У зв'язку з цим колективи викладачів кафедр ОАХ та ПХіФ УДНТУ спільно підготували цей посібник*, мета якого – систематизувати, спростити та полегшити студентам І курсу нехімічних спеціальностей вивчення та ознайомлення з основним змістом дисципліни «Хімія». Короткий конспект кожної з 23 лекцій містить опис базових положень, термінів, формул і визначень. Дано питання для самоперевірки та контролю, а також наведено посилання на 2 - 4 підручники, де цей розділ викладено більш детально та детально. Наприкінці книги є розширений список рекомендованої навчальної літератури та перелічені основні питання, що виносяться на заліки та іспити.

Даний посібник не замінює існуючі підручники та практикуми, а, навпаки, передбачає більш детальне та детальне ознайомлення та вивчення розділів програми з основних підручників. У той же час простота та доступність навчального посібника, на наш погляд, дозволяє студентам попередньо познайомитися з тематикою та змістом лекцій, краще подати схему курсу, пов'язати між собою окремі розділи програми.

Автори – провідні викладачі кафедр ОАХ та ПХіФ – у короткій, тезовій формі узагальнили та систематизували основні параметри, цілі та завдання кожної лекції. Це дозволяє студентам звести до мінімуму непродуктивну витрату часу, концентруватися на ключових питаннях та положеннях дисципліни.

Ми вважаємо, що посібник виявиться корисним і цікавим всім без винятку студентам, які вивчають на I курсі дисципліну «Хімія», а також буде затребуваним молодими викладачами-початківцями та науковими співробітниками для підготовки до лекцій, лабораторних та практичних занять. Рекомендуємо цей посібник вчителям, викладачам середніх шкіл, технікумів, коледжів, а також школярам – старшокласникам, зацікавленим у поглибленому вивченні хімії.

Висловлюємо глибоку подяку доценту Буйлової Є.А. та доценту Чалової О.Б. за підготовку рукопису до видання.

Професор Злотський С.С., завідувач кафедри ОАХ;

професор Мазітова О.К., завідувач кафедри ПХіФ.

Лекція 1. Квантово-механічна модель будови атома……..……............
Лекція 2. Електронні зміни атомів.
періодичний Закон. Періодична система Д.І. Менделєєва……………………………………..
Лекція 3. Основні типи хімічного зв'язку.
Ковалентний зв'язок…………...
Лекція 6. Хімічна термодинаміка………………………………………...
Лекція 7. Хімічна кінетика………………………………………………..
Лекція 8. Хімічна рівновага……………………………………………..
Лекція 9. Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. Властивості розчинів……………………………………………………………...
Лекція 10. Дисперсні системи. Поверхневі явища…………………..
Лекція 11. Розчини електролітів. Електролітична дисоціація………
Лекція 12. Дисоціація води. Дисоціація кислот та основ. Водневий показник…………………………………………………………
Лекція 13. Добуток розчинності.
Іонно-обмінні реакції……….
Лекція 14. Гідроліз солей. Буферні розчини ……………………………..
Лекція 15. Окисно-відновні реакції………………………
Лекція 16. Поняття "Електродний потенціал".
Електрохімічні процеси………………………………………………………….………………
Лекція 17. Електроліз розплавів і розчинів………………………………..
Лекція 18. Загальні властивості металів………………………………….………
Лекція 19. Корозія металів. Методи захисту від корозії…………..........
Лекція 20. Метали головної підгрупи ІІ групи. Жорсткість води….........
Лекція 21. Конструкційні метали. Алюміній.
Хром. Залізо…………

Лекція 22. Полімери……………………………………………………………

Лекція 23. Хімічна ідентифікація, аналіз речовини…………………...
Контрольні питання
Посібник призначений для школярів, абітурієнтів та вчителів. У посібнику в короткій, але інформативній та ясній формі викладено сучасні основи хімії. Це - основи, які треба розуміти кожному випускнику середньої школи та обов'язково знати кожному, хто бачить себе студентом-хіміком, медиком чи біологом XXI століття.
Атомно-молекулярна теорія.
Атомно-молекулярна теорія будови речовини виникла в результаті спроб вчених вирішити два основні питання. 1) З чого складаються речовини? 2) Чому речовини бувають різними і чому одні речовини можуть перетворюватися на інші? Основні положення цієї теорії можна сформулювати так:

1. Усі речовини складаються з молекул. Молекула - найменша частка речовини, що має його хімічні властивості.
Атоми були придумані у Греції у V ст. до зв. е. Філософ Левкіпп запитав, чи можна кожну частину матерії, яка б мала вона не була, розділити на ще дрібніші частини. Левкіп вважав, що в результаті такого поділу можна отримати настільки малу частинку, що подальший поділ стане неможливим. Учень Левкіппа, філософ Демокріт назвав ці крихітні частки "атомами". Він вважав, що атоми кожного елемента мають особливі розміри та форму і що саме цим пояснюються відмінності у властивостях елементів. Речовини, які ми бачимо і відчуваємо, є сполуками атомів різних елементів, і, змінивши природу цієї сполуки, можна одну речовину перетворити на іншу. Демокріт створив атомну теорію майже у сучасному вигляді. Проте ця теорія - лише плід філософських роздумів, не підтверджений експериментальними спостереженнями.

ЗМІСТ
Передмова 3
ЧАСТИНА 1. ТЕОРЕТИЧНА ХІМІЯ 5
ГЛАВА 1. Основні поняття та закони хімії 5
§ 1.1. Предмет хімії 5
§1.2. Атомно-молекулярна теорія 7
§ 1.3. Закон збереження маси та енергії 10
§ 1.4. Періодичний закон 12
§ 1.5. Основні поняття хімії 14
§ 1.6. Стехіометричні співвідношення в хімії 18
§ 1.7. Газові закони 19
РОЗДІЛ 2. Будова атома 22
§ 2.1. Розвиток уявлень про складну будову атома 22
§ 2.2. Квантові числа електронів 25
§ 2.3. Розподіл електронів в атомах 28
§ 2.4. Радіоактивні перетворення 33
§ 2.5. Періодичність властивостей атомів елементів 37
ГЛАВА 3. Хімічний зв'язок та будова молекул 41
§ 3.1. Природа хімічного зв'язку 41
§ 3.2. Ковалентний зв'язок 44
§ 3.3. Іонний зв'язок 48
§ 3.4. Металевий зв'язок 50
§ 3.5. Міжмолекулярні хімічні зв'язки 51
§ 3.6. Валентність та ступінь окислення 55
§ 3.7. Просторова будова молекул 58
ГЛАВА 4. Стан речовини 63
§ 4.1. Характерні властивості газів, рідин та твердих тіл 63
§ 4.2. Фазові діаграми речовин 66
§ 4.3. Гази 68
§ 4.4. Рідини 70
§ 4.5. Кристалічні речовини 73
§ 4.6. Різні форми існування речовин 80
РОЗДІЛ 5. Енергетичні ефекти хімічних реакцій 81
§ 5.1. Виділення та поглинання енергії у хімічних реакціях 81
§ 5.2. Екзотермічні та ендотермічні реакції. Термохімічний закон Гесса 87
РОЗДІЛ 6. Кінетика хімічних реакцій 93
§ 6.1. Основні поняття та постулати хімічної кінетики 93
§ 6.2. Вплив температури на швидкість реакції 97
§ 6.3. Каталіз 99
РОЗДІЛ 7. Хімічна рівновага 103
§ 7.1. Визначення стану рівноваги 103
§ 7.2. Константа хімічної рівноваги 105
§ 7.3. Усунення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє 108
§ 7.4. Про оптимальні умови отримання речовин у промислових масштабах 111
РОЗДІЛ 8. Розчини 114
§ 8.1. Розчинення як фізико-хімічний процес 114
§ 8.2. Чинники, що впливають на розчинність речовин 117
§ 8.3. Способи вираження концентрації розчинів 121
ГЛАВА 9. Електролітична дисоціація та іонні реакції у розчинах 122
§ 9.1. Електроліти та електролітична дисоціація 122
§ 9.2. Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації 123
§ 9.3. Іонні рівняння реакцій 126
§ 9.4. Гідроліз солей 128
РОЗДІЛ 10. Основні типи хімічних реакцій 129
§ 10.1. Символіка та класифікаційні ознаки реакцій 129
§ 10.2. Класифікація за кількістю та складом реагентів та продуктів реакції 131
§ 10.3. Класифікація реакцій за фазовими ознаками 136
§ 10.4. Класифікація реакцій за типом часток, що переносяться 137
§ 10.5. Зворотні та незворотні хімічні реакції 138
ГЛАВА 11. Окислювально-відновлювальні процеси 140
§ 11.1. Окисно-відновні реакції 140
§ 11.2. Підбір стехіометричних коефіцієнтів у ОВР 144
§ 11.3. Стандартні потенціали ОВР 148
§ 11.4. Електроліз розчинів та розплавів електролітів 152
ЧАСТИНА ІІ. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ 154
ГЛАВА 12. Загальна характеристика неорганічних сполук, їх класифікація та номенклатура 154
§ 12.1. Оксиди 155
§ 12.2. Основи (гідрокси металів) 158
§ 12.3. Кислоти 160
§ 12.4. Солі 165
РОЗДІЛ 13. Водень 168
§ 13.1. Будова атома та положення у періодичній системі Д.І. Менделєєва 168
§ 13.2. Хімічні властивості водню 171
§ 13.3. Одержання водню та його застосування 173
§ 13.4. Оксиди водню 174
РОЗДІЛ 14. Галогени 178
§ 14.1. Фізичні властивості галогенів 178
§ 14.2. Хімічні властивості та одержання галогенів 180
§ 14.3. Галогеноводні, галогеноводородні кислоти та їх солі 185
§ 14.4. Кисневмісні сполуки галогенів 187
РОЗДІЛ 15. Халькогени 190
§ 15.1. Загальна характеристика 190
§ 15.2. Прості речовини 191
§ 15.3. З'єднання сірки 196
РОЗДІЛ 16. Підгрупа азоту 204
§ 16.1. Загальна характеристика 204
§ 16.2. Властивості простих речовин 205
§ 16.3. Аміак. Фосфін. Галогеніди фосфору 207
§ 16.4. Оксиди азоту. Азотна та азотиста кислоти 210
§ 16.5. Оксиди та кислоти фосфору 214
РОЗДІЛ 17. Підгрупа вуглецю 218
§ 17.1. Загальна характеристика 218
§ 17.2. Вуглець 219
§ 17.3. Оксиди вуглецю 223
§ 17.4. Вугільна кислота та її солі 226
§ 17.5. Кремній 228
§ 17.6. Сполуки кремнію зі ступенем окислення +4 230
§ 17.7. Сполуки кремнію зі ступенем окислення -4 233
РОЗДІЛ 18. Властивості s-металів та їх сполук 234
§ 18.1. Загальна характеристика 234
§ 18.2. Хімічні властивості металів 236
§ 18.3. З'єднання s-металів 239
РОЗДІЛ 19. Алюміній та бір 240
§ 19.1. Загальна характеристика 240
§ 19.2. Властивості та отримання простих речовин 242
§ 19.3. З'єднання бору та алюмінію 247
РОЗДІЛ 20. Головні перехідні метали 249
§ 20.1. Загальна характеристика 249
§ 20.2. Хром та його сполуки 251
§ 20.3. Марганець та його сполуки 253
§ 20.4. Тріада заліза 255
§ 20.5. Виробництво чавуну та сталі 258
§ 20.6. Мідь та її сполуки 261
§ 20.7. Цинк та його сполуки 263
§ 20.8. Срібло та його сполуки 264
РОЗДІЛ 21. Шляхетні гази 265
§ 21.1. Загальна характеристика 265
§ 21.2. Хімічні сполуки благородних газів 267
§ 21.3. Застосування шляхетних газів 269
ЧАСТИНА ІІІ. ОРГАНІЧНА ХІМІЯ 271
РОЗДІЛ 22. Основні поняття та закономірності в органічній хімії 271
§ 22.1. Предмет органічної хімії 271
§ 22.2. Класифікація органічних сполук 272
§ 22.3. Номенклатура органічних сполук 274
§ 22.4. Ізомерія органічних сполук 278
§ 22.5. Електронні ефекти та реакційна здатність органічних сполук 279
§ 22.6. Загальна характеристика 281
РОЗДІЛ 23. Насичені вуглеводні 283
§ 23.1. Алкани 283
§ 23.2. Циклоалкани 286
РОЗДІЛ 24. Алкени та алкадієни 289
§ 24.1. Алкени 289
§ 24.2. Дієнові вуглеводні 293
РОЗДІЛ 25. Алкін 295
§ 25.1. Загальна характеристика 295
§ 25.2. Одержання та хімічні властивості 296
РОЗДІЛ 26. Арени 300
§ 26.1. Загальна характеристика 300
§ 26.2. Одержання та хімічні властивості 303
§ 26.3. Орієнтанти (заступники) першого та другого роду 308
РОЗДІЛ 27. Спирт та феноли 310
§ 27.1. Загальна характеристика 310
§ 27.2. Одноатомні спирти 311
§ 27.3. Багатоатомні спирти 315
§ 27.4. Феноли 316
РОЗДІЛ 28. Альдегіди та кетони 321
§ 28.1. Загальна характеристика 321
§ 28.2. Способи одержання 323
§ 28.3. Хімічні властивості 324
РОЗДІЛ 29. Карбонові кислоти 327
§ 29.1. Класифікація, номенклатура та ізомерія 327
§ 29.2. Одноосновні граничні карбонові кислоти 334
§ 29.3. Одноосновні ненасичені карбонові кислоти 339
§ 29.4. Ароматичні карбонові кислоти 342
§ 29.5. Двоосновні карбонові кислоти 343
РОЗДІЛ 30. Функціональні похідні карбонових кислот 345
§ 30.1. Класифікація функціональних похідних 345
§ 30.2. Ангідриди карбонових кислот 346
§ 30.3. Галогенангідриди карбонових кислот 348
§ 30.4. Аміди карбонових кислот 350
§ 30.5. Складні ефіри 352
§ 30.6. Жири 353
РОЗДІЛ 31. Вуглеводи (цукри) 357
§ 31.1. Моносахариди 357
§ 31.2. Окремі представники моносахаридів 363
§ 31.3. Олігосахариди 366
§ 31.4. Полісахариди 368
РОЗДІЛ 32. Аміни 371
§ 32.1. Граничні аліфатичні аміни 371
§ 32.2. Анілін 375
РОЗДІЛ 33. Амінокислоти. Пептиди. Білки 377
§ 33.1. Амінокислоти 377
§ 33.2. Пептиди 381
§ 33.3. Білки 383
ГЛАВА 34. Азотовмісні гетероциклічні сполуки 387
§ 34.1. Шестичленні гетероцикли 387
§ 34.2. З'єднання з п'ятичленним циклом 390
РОЗДІЛ 35. Нуклеїнові кислоти 393
§ 35.1. Нуклеотиди та нуклеозиди 393
§ 35.2. Будова нуклеїнових кислот 395
§ 35.3. Біологічна роль нуклеїнових кислот 398
РОЗДІЛ 36. Синтетичні високомолекулярні сполуки (полімери) 400
§ 36.1. Загальна характеристика 400
§ 36.2. Пластмаси 402
§ 36.3. Волокна 404
§ 36.4. Каучуки 405
Рекомендована література 410.