И.В. Спирина, В.В. Лелеков, Т.А. Быкова

↑

▷ Содержание

Стр 1 из 11Следующая ⇒

И.В. Спирина, В.В. Лелеков, Т.А. Быкова

Х И М И Я

(общая и неорганическая)

Учебное пособие

для студентов I курса инженерного факультета

По специальности 35.03.06 «Агроинженерия»

Нижний Новгород

Год

Предисловие.

       Учебное пособие составлено в соответствии с типовой программой «Химия» для студентов технических специальностей, а также с учетом Государственного образовательного стандарта высшего профессионального образования по специальности «Агроинженерия» (35.03.06). Оно представляет собой полный технологический процесс обучения студентов данному предмету и включает в себя планы лекций, лабораторно-практических занятий, уровень требований к знаниям студентов, а также различные формы контроля успеваемости студентов.

       Задачей данного курса является создание у студентов современного естественно научного мировоззрения, а также соответствующей подготовки, помогающей им грамотно решать профессиональные вопросы. 

Содержание и структура учебного курса.

Структурно-логическая схема курса (внутренняя)

      Строение вещества

Периодический характер изменений свойств

элементов и их соединений

Химическое взаимодействие и

химическая связь

Энергетика химических процессов.

Направление взаимодействий.                                  Основы химической кинетики

Свойства растворов неэлектролитов, электролитов

и коллоидных растворов.

Окислительно-восстановительные и

электрохимические процессы.

 Календарный план лабораторно-практичесих занятий, семинаров и коллоквиумов по курсу «Химия» и уровень требований к знаниям и умениям   студентов очной формы обучения

Календарный план лабораторно-практических занятий и семинаров по курсу «Химия» и уровень требований к знаниям и умениям студентов

 заочной формы обучения

 Виды контроля знаний студентов.

       При изучении курса «Химия» ведется постоянный контроль усвоения химических знаний студентами.

       Формы контроля:

1. Текущий контроль проводится на семинарских занятиях, а также в виде допуска к каждой лабораторной работе;

2. Домашняя самостоятельная работа выполняется по программам ИРС (индивидуальная работа студентов) по темам:

· «Энергетика химических процессов»,

· «Свойства растворов»

3. Коллоквиум по теме: «Энергетика химических реакций».

4. Экзамен сдается студентами после прохождения полного курса химии.

       Для оценки знаний студента применяется рейтинговая система. Она введена для всех видов деятельности студента: подготовки к семинарам и лабораторным работам, их экспериментального выполнения, работы над программами ИРС. Каждый вид работы оценен соответствующим числом баллов. Студенты, набравшие 85% и более от максимального числа баллов, освобождаются от сдачи зачета.

       Виды работ, оцениваемые баллами                                 Баллы

1. Коллоквиум                                                                         20

2. Индивидуальная самостоятельная работа

над программами ИРС:

· Энергетика химических процессов                             20

· Равновесия в растворах электролитов                        20

· Коллоидные растворы                                                  20

3. Экспериментальные навыки, оформление отчетов        35

4. Уровень подготовки к семинарам                                    35

                                                        ИТОГО:          150         баллов.

Таблица

Варианты контрольных заданий

И система Д.И.Менделеева

       Свойства любого вещества легче всего изучить и полностью понять, если соотнести их со строением атомов и молекул, образующих это вещество. Главная задача при изучении этого раздела - научиться устанавливать зависимость между строением атома, его положением в периодической системе и физическими и химическими свойствами вещества.

       Известно, что «визитной карточкой» элемента является его порядковый номер в системе Д.И.Менделеева, поскольку заряд ядра, число электронов в атоме и их распределение внутри атома определяется именно этим числом. Например, сера имеет порядковый номер 16, заряд ядра атома серы +16, и в атоме содержится 16 электронов.

       Свойства элемента, в том числе и химические, зависят от того, каким образом электроны распределены в атоме, и, главным образом, от числа и состояния внешних электронов.

       При заполнении атома электронами выполняются принцип минимума энергии и принцип Паули. Принцип минимума энергии заключается в следующем.: из всех возможных состояний электрон занимает то, в котором его энергия минимальна. Известно, что в атоме электроны расположены на энергетических уровнях (n=1, 2, 3...) и подуровнях, обозначаемых буквами s, p, d, f, причем число подуровней определяется номером уровня. Это значит, что на первом энергетическом уровне содержится только один подуровень - s, на втором два - s и p, на третьем три - s, p, d; и т.д.

       По величине энергии электронные подуровни располагаются в следующий ряд: 1s<2s<2p<3s<3p<4s»3d<4p<5s<4d<5p<6s»5d»4f<6p<7s»6d»5f. В этой последователь-ности неоднозначными являются несколько состояний, а именно, 3d и 4s, 4d и 5s, 6s, 5d и 4f и, наконец, 7s, 6d и 5f. Энергия этих подуровней, например, 3d и 4s, может изменяться. В незаполненных орбиталях состояние 4s имеет более низкую энергию и заполняется в первую очередь, а затем происходит заполнение 3d-подуровня. В заполненных орбиталях энергия 3d-подуровня ниже, чем 4s.

       Соблюдение принципа Паули приводит к тому, что емкость каждого эенргетического уровня и подуровня является вполне определенной величиной. Максимальное число электронов на энергетическом уровне вычисляется по формуле N=2n², где n - номер уровня.

       Число электронов на энергетических подуровнях следующее: s - 2 электрона, p - 6 электронов, d - 10 электронов, f - 14 электронов.

       Располагая этими представлениями, можно составить распределение электронов в любом атоме (электронную формулу). Например, элемент №16. Шестнадцать электронов располагаются в атоме следующим образом: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Элемент №22 имеет структуру электронной оболочки: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d², элемент №37 - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶5s¹.

       Просматривается четкая связь между электронным строением атома и его положением в периодической системе:

1. Порядковый номер элемента совпадает с числом электронов в атоме.

2. Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с числом энергетических уровней в атоме. Например, элемент №16 находится в третьем периоде и имеет три энергетических уровня (3s²3p⁴), элемент №22 - в четвертом периоде (4s²), элемент №37 - в пятом периоде (5s¹).

3. Номер группы определяется числом валентных электронов. Валентные электроны могут находиться либо только на последнем энергетическом уровне (3s²3p⁴ - VI группа), либо на последнем и предпоследнем уровне (3s²3p² - IV группа).

4. Элементы главных и побочных групп отличаются по заполнению электронных оболочек. У элементов главных подгрупп заполняются внешние s и p- подуровни. У элементов побочных подгрупп заполняются d и f-подуровни предпоследних уровней.

Пример 1.1. Дана электронная формула атома элемента: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³.

Решение:

1. Порядковый номер элемента - №33.

2. Элемент находится в четвертом периоде, т.к. заполнены четыре энергетических уровня.

3. Элемент находится в пятой группе, т.к. на внешнем энергетическом уровне содержится пять валентных электронов (4s²4p³).

4. Элемент находится в главной подгруппе, т.к. валентные электроны содержатся на подуровнях s и p внешнего энергетического уровня.

Для оценки возможных валентных состояний атома следует исходить из спиновой теории валентности, утверждающей, что валентность элемента определяется числом неспаренных электронов в атоме, как в нормальном, так и в возбужденном состояниях.

Для этого следует изобразить электронное строение атома с помощью энергетических ячеек. Например, строение атома серы будет выглядеть следующим образом:

                                                  ¯­ ¯ ¯           

                                       ¯­     3p⁴

            ¯­ ¯­ ¯­ 3s²

   ¯­   

¯­ 2s²   2p⁶

1s²

       В атоме содержится два неспаренных электрона, следовательно, в нормальном состоянии валентность серы равна двум.

       При сообщении атому некоторого количества энергии электронные пары внешнего энергетического уровня могут распариваться и переходить на более высокие энергетические подуровни в пределах последнего энергетического уровня (возбужденное состояние).

       Для рассматриваемого атома возможны два возбужденных состояния:

                                            ¯       

                 ¯ ¯ ¯          3d

       ¯­         3p

      3s

                                            ¯ ¯      

                 ¯ ¯ ¯          3d

       ¯         3p

      3s

       В первом случае в атоме имеется четыре неспаренных электрона (4-валентное состояние), во втором - шесть неспаренных электронов (6-валентное состояние).

       Химическая связь образуется при перекрывании атомных орбиталей валентных электронов, при этом связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания орбиталей является наибольшей. Образуются электронные пары общие для связывающихся атомов. В образовании связей могут участвовать s, p, d электроны как в «чистом», так и в гибридном состоянии. Гибридизация валентных орбиталей имеет место тогда, когда валентные электроны атома находятся в разных подуровнях, обладают различной энергией и различной формой орбиталей. Наиболее простыми и известными являются типы гибридизации sp, sp², sp³, которые наблюдаются у атомов бериллия, бора, углерода и их аналогов.

1.1. Контрольные задания 1-10.

       Для атомов и ионов указанных элементов:

1. Представьте электронную структуру;

2. Изобразите графически нормальное и возбужденное состояния;

3. Укажите валентные электроны

Основные понятия химической термодинамики.

       Система - тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и мысленно обособленных от окружающей среды. Система, обменивающаяся с окружающей средой массой и энергией, называется открытой; обменивающаяся только энергией, называется закрытой, и, наконец, не обменивающаяся ни массой, ни энергией, называется изолированной. Объектами изучения классической термодинамики являются только закрытые и изолированные системы.

       Параметры системы - величины, описывающие совокупность физических и химических свойств системы. Параметры бывают интенсивные, не зависящие от размера системы (температура, давление, теплоемкость и т.д.), и эктенсивные, выражающие количественные характеристики системы (масса, объем, энергия и др.).

       Термодинамический процесс - любое изменение параметров во времени. Процесс может быть изотермическим (Т = const), изохорическим (V = const), изобарическим (P = const), адиабатическим (отсутствует теплообмен с окружающей средой).

       Обратимый процесс допускает возможность возвращения системы в первоначальное состояние, при этом в окружающей среде не происходит никаких изменений.

       Самопроизвольный процесс протекает в системе без совершения над этой системой работы, без затраты энергии извне.

       Функция состояния системы зависит только от параметров и не зависит от процессов, предшествующих данному состоянию.

       Внутренняя энергия U характеризует общий запас энергии системы, включая энергию поступательного, вращательного движения молекул и атомов, энергию ядра атомов без учета кинетической и потенциальной энергии системы. Абсолютную величину внутренней энергии определить невозможно, и поэтому пользуются величиной ее изменения DU,

                                          DU = U₂ - U₁,

        где U₁, U₂ - внутренняя энергия в начальном и конечном состоянии системы.

       Переход энергии от одной системы к другой может происходить двумя различными путями - в виде работы А и в виде теплоты Q.

Первый закон термодинамики.

       Первый закон термодинамики является выражением закона сохраниения энергии, который утверждает, что в любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным. Применение этого закона для выяснения связи между внутренней энергией, работой и теплотой составляет суть первого начала термодинамики.

       В любом процессе изменение внутренней энергии системы равно разности количества теплоты Q, сообщенной системе, и работы А, совершенной системой:

                   DU = Q - A;    Q = DU + A                                               (2.1)

Термохимия.

       Термохимия - раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций и базирующийся на первом начале термодинамики.

       Тепловым эффектом  реакции называется теплота химического процесса при постоянном объеме или давлении, постоянной температуре и отсутствии всех видов работ, кроме работы расширения.

       Теплота изохорно-изотермического  процесса

Q_p = DU + pDV = U₂ - U₁ = (U₂ + pV₂) - (U₁ + pV₁) = H₂ - H₁ = DH

                                              H₂            H₁

Энтальпия Н - энергия расширенной системы, отличается от внутренней энергии на величину работы расширения, H = U + pV. В реакциях с участием только твердых или жидких веществ объемы исходных веществ и продуктов приблизительно одинаковы, поэтому DН ≈ DU. В реакциях с участием газов объем может заметно изменяться, тогда  

                  DU = DН - DnRT,                                                                  (2.2)

где Dn - изменение числа молей газообразных веществ, R - универсальная газовая постоянная, равная 8.314 Дж/К моль.

       Основным законом термохимии является закон Гесса:

       Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути проведения реакции, а определяется только химическим составом, агрегатным состоянием участников реакции.

       Используя закон Гесса, можно рассчитывать тепловые эффекты одних реакций, зная тепловые эффекты других. Для практических расчетов часто пользуются величинами энтальпий образования и энтальпий сгорания веществ.

       Энтальпией образования вещества DН_обр. называется изменение энтальпии реакции образования 1 моля сложного вещества из простых.

       Стандартная энтальпия образования DН⁰_{298  обр.} - это энтальпия образования, измеренная при стандартных условиях (Т = 298 К, Р = 101,3 кПа).

       Значения DН⁰_{298  обр.}  сложных веществ сведены в таблице (см. приложения).

       Энтальпия любой химической реакции DН⁰_{298 х.р.} может быть рассчитана по стандартным энтальпиям образования ее участников (исходных веществ и продуктов реакции) по следующему уравнению:

DН⁰_{298 х.р.} = å DН⁰_{298 обр. прод.} - åDН⁰_{298 обр. исх. в-в}                                             (2.3)

Энтальпией сгорания DН _сг. вещества называется энтальпия реакции окисления 1 моля его кислородом до высших оксидов.

Стандартная энтальпия  сгорания DН⁰_{298 сг.} - величина энтальпии сгоранияя, измеренная при стандартных условиях.

Энтальпия любой химической реакции D Н⁰_{298 х.р.} может быть вычислена также и по стандартным энтальпиям сгорания ее участников (ур. 2.4):

       DН⁰_{298 х.р.} = å DН⁰_{298 сг.исх.в-в.} - åDН⁰_{298 сг. прод.}                                                 (2.4)

       Пример 2.3.1.

       При сгорании 1 л водорода, измеренного при нормальных условиях (н.у.), выделяется 12.75 кДж тепла. Определить энтальпию образования Н₂О _(ж.).

       Решение.

       Образование 1 моля воды происходит при сгорании 22.4 л водорода. Составим пропорцию:

                   1 л - 12.75 кДж

22.4 л - х кДж                х = DН⁰_{298 обр.} н₂о (ж.) = - 285.6 кДж/моль

       Пример 2.3.2.

       Определить изменение внутренней энергии системы DU⁰_{298 х.р.} в  реакции сгорания графита  

       2С + О₂(г.) = 2СО (г.)

       Решение.

       Известно, что DU = DH - DnRT.

       DH⁰₂₉₈ = 2 DH⁰₂₉₈ (CO) - DH⁰₂₉₈ (O₂) - 2 DH⁰₂₉₈ (C) = - 2 DH⁰₂₉₈ (CO), так как DH⁰_{298 обр.} простых веществ равны нулю. Тогда DH⁰_{298 х.р.} = 2 (- 110.35) = - 220.7 кДж.

Изменение числа молей в реакции Dn = 2 - 1 = 1.

Следовательно, DU⁰_{298 х.р.} = - 220.7 - 1 (8.31*10^-3 *298) = - 223.8 кДж

Пример 2.3.3.

Рассчитать энтальпию реакции гидролиза мочевины, если даны стандартные энтальпии образования компонентов:

DH⁰₂₉₈ (CO₂) = - 393.53 кДж/моль, DH⁰₂₉₈ [CO(NH₂)₂] = - 332.85 кДж/моль,

DH⁰₂₉₈ (H₂O _ж.) = - 285.57 кДж/моль, DH⁰₂₉₈ (NH₃) = -48.19 кДж/моль.

Решение.

Гидролиз мочевины описывается уравнением:

CO(NH₂)₂ (т.) + H₂O (ж.) = CO₂ (г.) + 2 NH₃ (г.)

DH⁰_{298 х.р.} = DH⁰₂₉₈ (CO₂) + 2DH⁰₂₉₈ (NH₃) - DH⁰₂₉₈ (H₂O) - DH⁰₂₉₈ [CO(NH₂)₂]

DH⁰_{298 х.р.}  = - 393.52 + 2 (- 48.19) - (- 285.57) - (- 332.85) = 119.52 кДж/моль.

Пример 2.3.4.

Рассчитать энтальпию образования бензола, если известны энтальпии сгорания бензола, углерода и водорода.

DH⁰_{298 сг.} (С) = DH⁰_{298 обр.} (СО₂) = - 393.52 кДж/моль,

DH⁰_{298 сг.} (Н₂) = DH⁰_{298 обр.} (Н₂О) = - 285.57 кДж/моль,

DH⁰_{298 сг.}  (С₆Н₆) = - 3264.6 кДж/моль.

Решение.

Уравнение реакции образования бензола из простых веществ имеет вид:

6 С(графит) + 3Н₂ (г.) = С₆Н₆ (ж.)

DH⁰_{298 х.р.} = 6 (- 393.52) + 3 (- 285.57) - (- 3264.6) = 50.55 кДж/моль.

Энтропия системы.

Критерием направления процессов в изолированных системах является энтропия S. Понятие энтропии введено Клаузиусом. Для обратимого изотермического процесса:

                                                                                                (2.5)

       Поскольку в изолированной системе отсутствует теплообмен, т.е. dQ = 0, то

dS ³ 0.

       Тогда второе начало термодинамики для изолированной системы может быть сформулировано:

       В изолированной системе самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает.

       В рамках статистической природы второго закона определена статистическая природа энтропии. Согласно Больцману, энтропии - это мера беспорядка в системе

                              S = k lg W                                                                           (2.6)

       где k = 1.38*10^-23 Дж/К (постоянная Больцмана),

       W - термодинамическая вероятность системы, которая определяется числом микросостояний, с помощью которых можно реализовать данное макросостояние системы.

       В соответствии с физическим смыслом энтропии, W возрастает при переходе от твердого состояния вещества в жидкое и газообразное. Так, значение энтропии SO₃ в газообразном, жидком и твердом состояниях равны соответственно 243.3; 95.76 и 52.3 Дж/мольК. Энтропия зависит от строения вещества: чем сложнее частица, тем больше энтропия.

       S (O) = 160.9; S (O₂) = 204.8; S (O₃) = 268.7 Дж/мольК.

       Энтропия системы возрастает при нагревании и уменьшении давления.

       Абсолютные величины энтропии  чистых веществ при стандартных условиях S⁰₂₉₈ вычислены и сведены в таблицы (см. приложение).

       В ходе химической реакции изменение энтропии DS _х.р. вычисляется на основе закона Гесса:

       DS _х.р. = (åDS⁰₂₉₈)_прод. - (åDS⁰₂₉₈)_{исх. в-в.}                                                      (2.7)

       Пример 2.4.1

       Рассчитать изменение энтропии для реакции:

                              H₂ (г.) + Cl₂ (г.) = 2 НСl (г.)

       DS⁰_{298 х.р.}  = 2 S⁰₂₉₈ (НСl) - (S⁰₂₉₈ (Н₂) + S⁰₂₉₈ (Сl₂))

На основании данных таблицы приложения находим:

DS ⁰_{298 х.р.} = 2 *186.79 - 131.00 + 222.98 = 19.60 Дж/мольК

где G₁ и G₂ - свободная энергия Гиббса в начальном и конечном состояниях.

Свободная энергия системы

Физический смысл свободной энергии заключается в том, что она представляет собой ту часть внутренней энергии или энтальпии, которая может превратиться в полезную работу.

Другая часть энергии системы, неспособная превратиться в работу, называется связанной энергией и выражается произведением TS. Все термодинамические функции связаны между собой уравнениями Гиббса - Гельмгольца:

       DG = DH - TDS,                                                                                (2.8)

Самопроизвольно идущие процессы сопровождаются уменьшением свободной энергии системы:

       DG < 0;                                                                                            (2.9)

Процесс протекает до тех пор, пока не будет достигнуто минимальное значение свободной энергии, отвечающее состоянию равновесия (принцип минимума энергии).

Пример 2.4.2

       Можно ли выпарить раствор щелочи в стеклянной посуде?

       Решение.

       Между основными компонентом стекла SiO₂ и щелочью, например, NaOH протекает взаимодействие:

       SiO₂(тв.) + 2 NaOH (ж.) ® Na₂SiO₃ (тв.) + H₂O (ж.)  

       Рассчитаем изменение DG⁰_х.р. на основе табличных значений DG⁰₂₉₈ исходных веществ и конечных продуктов реакции, если

       DG⁰₂₉₈(SiO₂) = - 803.75 кДж/моль; DG⁰₂₉₈ (Na₂SiO₃) = - 1427.8 кДж/моль;

       DG⁰₂₉₈ (NaOH) = -419.5 кДж/моль; DG⁰₂₉₈ (Н₂О) = - 237.5 кДж/моль

DG⁰_{298 х.р.} = (DG⁰₂₉₈ (Na₂SiO₃) + DG⁰₂₉₈ (Н₂О)) - (DG⁰₂₉₈(SiO₂) + 2DG⁰₂₉₈ (NaOH)) =

= - 22.55 кДж.

Из расчета видно, что DG⁰_х.р. < 0, следовательно, данная реакция возможна: щелочь выпаривать в стеклянной посуде нельзя.

Пример 2.4.3.

Определите возможность протекания реакции при 25⁰С

       NH₃ (г.) + HCl (г.) = NH₄Cl (тв.),

если                                 NH₃               HCl           NH₄Cl

DH⁰₂₉₈ кДж/моль         - 46.19           - 92.30       - 315.39

D S⁰₂₉₈, Дж/мольК         192.50            186.70          94.56

Решение.

Определяем DH⁰_{298 х.р.} = DH⁰₂₉₈ NH₄Cl (тв.) - (DH⁰₂₉₈ NH₃ (г.) + DH⁰₂₉₈ HCl (г.)) =

= - 315.39 - (- 46.19 - 92.30) = - 176.90 кДж.

Тогда изменение энт

Познавательные статьи:



Формы дистанционного обучения

Передача мяча двумя руками снизу

Значение правильной осанки для жизнедеятельности человека

Основные ошибки при выполнении передач мяча на месте