Химия 2013x - Воронежский государственный архитектурно

Воронежский государственный архитектурно-строительный университет
ФОРМА ДОКУМЕНТА О СОСТОЯНИИ УМК ДИСЦИПЛИНЫ
Факультет строительно-технологический
Кафедра химии
Учебная дисциплина Химия
(наименование учебной дисциплины по учебному плану)
по специальности 271101 Строительство уникальных зданий и сооружений
Специализация «Строительство высотных и
большепролетных зданий и сооружений»
(код и наименование специальности по классификатору специальностей ВПО)
№ п/п
Наименование элемента УМК
Наличие
(есть, нет)
1
Примерная рабочая программа для
дисциплин включенных в ГОС
Рабочая программа
Методические рекомендации для
выполнения лабораторных работ
методические рекомендации по
подготовке к практическим и
семинарским занятиям
Методические рекомендации к
курсовому проектированию
Варианты индивидуальных
расчетных заданий и методические
указания по их выполнению
Перечень вопросов, выносимых на
зачет
Перечень экзаменационных
вопросов
Контролирующие материалы по
дисциплине:
- тесты остаточного контроля
знаний
-тесты текущего контроля знаний
-тесты итогового контроля знаний
Перечень технических средств,
программного обеспечения и
электронных учебников:
- электронные учебники
-прикладные компьютерные
программы
-методические указания по
использованию прикладных
компьютерных программ и
электронных учебников
- видеоматериалы
-аудиоматериалы
Учебники, учебные пособия, курс
лекций, конспект лекций,
подготовленные разработчиком
УМКД
Оригиналы экзаменационных
билетов
Методическое обеспечение
самостоятельной работы студентов
Методические рекомендации по
изучению дисциплины для
студентов
Материалы по системе
тестирования
+
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Дата утверждения
после
разработки
Потребность в
разработке
(обновлении) (есть, нет)
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Рассмотрено на заседании кафедры_________________Протокол №____от «___» __________ 20___ г.
Зав. кафедрой___________________________ /Рудаков О.Б./
1
Воронежский государственный архитектурно-строительный университет
ПЛАН ПОДГОТОВКИ УМКД НА 2014/2015УЧЕБНЫЙ ГОД
Факультет строительно-технологический
Кафедра_ химии
Учебная дисциплина Химия
(наименование учебной дисциплины по учебному плану)
по специальности 271101 Строительство уникальных зданий и сооружений
Специализация «Строительство высотных и
большепролетных зданий и сооружений»
(код и наименование специальности по классификатору специальностей ВПО)
Наименование
дисциплины
Структурный
элемент УМК
Срок подготовки
Химия
Конспекты лекций
1.09.2014 31.06.2015
Ответственный за
подготовку
структурного
элемента УМК
Кукина О.Б.
Заведующий кафедрой________________/_Рудаков О.Б./
«____» __________________ 20___ г.
* Примечание – В течение учебного года должен осуществляться текущий контроль
выполнения плана. В случае отставаний от него, необходимо разработать план
корректирующих мероприятий и отследить его исполнение. Ответственный – зав.
кафедрой разработчика УМКД.
В конце каждого учебного года на заседании кафедры должны подводиться итоги
работы преподавателей по разработке УМКД и заполняться документ «Фактическая
деятельность по разработке УМК» (таблица аналогична, только в ней не планируемые
данные, а фактически достигнутые).
2
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Воронежский государственный
архитектурно-строительный университет
_______________________________________________________________________
УТВЕРЖДАЮ
Проректор по
учебно-воспитательной
работе Д.К. Проскурин
«___»________________20__ г.
Дисциплина для учебного плана специальности (ей):
271101 Строительство уникальных зданий и сооружений Специализация № 1
«Строительство высотных и большепролетных зданий и сооружений»
Кафедра: химии
Регистрационный №: _________________, Протокол № _____ от «___» _________20 __ г.
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ
___________________Химия__________________
Разработчик (и) УМКД: _к.т.н., доцент Кукина О.Б.
__________________________________________
Воронеж, 20__
3
СОГЛАСОВАНО:
Заведующий кафедрой химии ______________/ __Рудаков О.Б.__/
(подпись)
(Ф.И.О.)
Протокол заседания кафедры химии № _____ от «___» _________ 20 ___ г.
Заведующий кафедрой строительных конструкций оснований и фундаментов имени
профессора Ю.М. Борисова _________________/ Панфилов Д.В./
(подпись)
(Ф.И.О.)
Протокол заседания кафедры № ______ от «___» _______________ 20__ г.
Председатель Методической комиссии
строительного факультета _________________/ Казаков Д.А. /
(подпись)
(Ф.И.О.)
Протокол заседания Методической комиссии факультета № __ от «__»__________20__г.
Начальник учебно-методического управления Воронежского ГАСУ
__________________/__Мышовская Л.П_ /
(подпись)
(Ф.И.О.)
4
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ
ФЕДЕРАЦИИ
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Воронежский государственный архитектурно-строительный университет
УТВЕРЖДАЮ
И.о. декана строительного факультета
___________ Емельянов Д.И.
«___ »____________________201_ г.
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
дисциплины
«ХИМИЯ»
Направление подготовки (специальность) 271101 Строительство
уникальных зданий и сооружений
Профиль (Специализация) Строительство высотных и
большепролетных зданий и сооружений»
Квалификация (степень) выпускника Специалист
Нормативный срок обучения 6 лет / 7 лет*
Форма обучения
очная / заочная*
Автор программы к.т.н., доцент
кафедры химии _____________О.Б. Кукина
Программа обсуждена на заседании кафедры химии
«___»__________201__ года Протокол № ________
Зав. кафедрой, д.х.н , профессор_______________________ О.Б. Рудаков
Воронеж 201__
5
ВЫПИСКА ИЗ ГОСУДАРСТВЕННОГО ОБРАЗОВАТЕЛЬНОГО
СТАНДАРТА СПЕЦИАЛЬНОСТИ
Утвержден приказом Министерства образования
и науки Российской Федерации от 24 декабря 2010 г № 2055
ФЕДЕРАЛЬНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ОБРАЗОВАТЕЛЬНЫЙ
СТАНДАРТ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО
ОБРАЗОВАНИЯ
по направлению подготовки (специальности)
271101 Строительство уникальных зданий и сооружений
(квалификация (степень) «специалист»)
Выпускник
должен знать:
основы химии и химические процессы современной технологии
производства строительных материалов и конструкций, свойства химических
элементов и их соединений, составляющих основу строительных материалов;
уметь:
применять полученные знания по физике в химии при изучении других
дисциплин,
владеть:
современной научной аппаратурой, навыками ведения физического
эксперимента;
Выпускник должен обладать следующими профессиональными
компетенциями:
владением основными методами, способами и средствами получения,
хранения, переработки информации, навыками работы с компьютером как
средством управления информацией (ПК-3);
способностью работать с информацией в глобальных компьютерных сетях
(ПК-4);
использованием основных законов естественнонаучных дисциплин в
профессиональной деятельности, применением методов математического
анализа и моделирования, теоретического и экспериментального
исследования (ПК-5);
способностью
выявить
естественнонаучную
сущность
проблем,
возникающих в ходе профессиональной деятельности, привлечь их для
решения соответствующий физико-математический аппарат (ПК-6);
знанием основных химических характеристик
строительных вяжущих материалов (ПСК - 1.5).
неорганических
6
1. ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ
Цели дисциплины
Сформировать у студента полную систему представлений об общих
качественных и количественных закономерностях протекания химических
процессов и явлений в различных физико-химических системах, опираясь
при этом на фундаментальные положения физики и химии.
Задачи освоения дисциплины
Заложить основы для понимания химических процессов превращения
веществ, которые будут способствовать принятию грамотных, научно
обоснованных профессиональных решений в области строительной
технологии, а также способствовать внедрению достижений химии при
решении этих проблем.
Привить навыки осмысленного решения конкретных химических задач,
научить находить оптимальные решения профессиональных задач, в том
числе с использованием законов химии, химических процессов и веществ.
2. МЕСТО ДИСЦИПЛИНЫ В СТРУКТУРЕ ООП
Дисциплина «Химия» в структуре ООП относится к базовой части
математического, естественнонаучного и общетехнического цикла и является
обязательной к изучению.
Требования к «входным» знаниям и умениям студента, необходимым
для изучения дисциплины «Химия»:
- владение знаниями по химии в объеме школьной программы
(владение основными понятиями и законами химии, умение составлять
уравнения химических реакций);
- умение использовать теоретические знания для решения задач по
химии.
Полученные в курсе химии знания необходимы при изучении
следующих дисциплин цикла:
- химия в строительстве,
- строительные материалы,
- дисциплины профильной направленности.
Изучение дисциплины «Химия» требует основных знаний, умений и
компетенций студента по курсам: математика, физика.
3. ТРЕБОВАНИЯ К РЕЗУЛЬТАТАМ ОСВОЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
Процесс изучения дисциплины «Химия» направлен на формирование
следующих компетенций:
7
- профессиональные (ПК): ПК-3, ПК-5, ПК-6, ПСК-1.5.
В результате изучения дисциплины студент должен:
должен знать:
основы химии и химические процессы современной технологии
производства строительных материалов и конструкций, свойства химических
элементов и их соединений, составляющих основу строительных материалов;
уметь:
применять полученные знания по физике в химии при изучении других
дисциплин,
владеть:
современной научной аппаратурой, навыками ведения физического
эксперимента;
4. ОБЪЕМ ДИСЦИПЛИНЫ И ВИДЫ УЧЕБНОЙ РАБОТЫ
Общая трудоемкость дисциплины «Химия» составляет 5 зачетных
единиц.
Вид учебной работы
Всего
Семестры
часов
1
2
86
Аудиторные занятия (всего)
54
32
В том числе:
Лекции
34
18
16
Практические занятия (ПЗ)
34
18
16
Лабораторные работы (ЛР)
18
18
94
18
76
Самостоятельная работа (всего)
В том числе:
Курсовой проект
Контрольная работа
Вид промежуточной аттестации (зачет,
зачет,
экзамен
экзамен)
экзамен/
-36/
экзамен
Общая трудоемкость, час/зач. ед.
180/180
72
108
5
2
3
8
5. СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
5.1. Содержание разделов дисциплины
№
п/п
1
Наименование
раздела
дисциплины
2
Строение вещества и
реакционная
способность веществ
1
Химическая
термодинамика и
химическая кинетика
2
Содержание раздела
3
Квантово-механические
представления
о
строении атома. Двойственная природа
электрона. Атомная орбиталь. Квантовые
числа. Принцип минимальной энергии.
Правило Клечковского. Принцип запрета
Паули.
Правило
Гунда.
Электронные
конфигурации
атомов
и
ионов.
Периодический закон и периодическая
система элементов. Периодические свойства
элементов.
Радиусы
атомов.
Энергия
ионизации.
Сродство
к
электрону.
Электроотрицательность.
Периодическое
изменение
кислотно-основных
и
окислительно-восстановительных
свойств
веществ. Химическая связь. Ковалентная
связь. Метод валентных связей. Обменный и
донорно-акцепторный механизм образования
ковалентной связи. Гибридизация атомных
электронных
орбиталей,
геометрическая
структура
молекул.
Ионная
связь.
Металлическая связь. Водородная связь.
Химическая
термодинамика.
Основные
понятия
химической
термодинамики.
Параметры состояния. Термодинамические
функции: внутренняя энергия, энтальпия,
энтропия,
изобарно-изотермический
потенциал.
Первое и второе начала
термодинамики.
Энергетика
химических процессов. Закон
Гесса и следствия из него. Энтальпии
образования. Термохимические уравнения.
Условия
самопроизвольного
протекания
процессов
в
изолированных
и
неизолированных системах.
Химическая кинетика. Скорость химических
реакций. Понятие об активных молекулах,
9
3
Растворы.
Дисперсные системы
энергии
активации,
активированном
комплексе.
Уравнение
Аррениуса.
Зависимость
скорости
реакции
от
концентрации
и
температуры.
Закон
действующих масс. Кинетические уравнения
для гомогенных и гетерогенных процессов.
Правило Вант-Гоффа. Методы регулирования
скорости реакций. Катализ. Катализаторы и
каталитические системы. Теории катализа.
Колебательные реакции.
Химическое равновесие. Термодинамическое и
кинетическое условия состояния равновесия.
Константа равновесия. Влияние изменения
внешних условий на положение химического
равновесия. Принцип Ле Шателье. Фазовое
равновесие.
Общие представления о растворах. Гидратная
теория растворов Д.И. Менделеева. Способы
выражения
концентрации
растворов:
массовая,
молярная доля, молярная,
моляльная
концентрация,
молярная
концентрация
эквивалентов.
Выражение
закона эквивалентов для растворов.
Общие свойства растворов: давление пара
растворов,
кипение
и
кристаллизация
растворов.
Закон
Рауля.
Криоскопия,
эбуллиоскопия.
Осмос,
осмотическое
давление. Закон Вант-Гоффа.
Растворы
электролитов.
Теория
электролитической диссоциации Аррениуса.
Степень и константа диссоциации. Реакции в
растворах электролитов. Ионные равновесия и
их смещение.
Электролитическая диссоциация
воды.
Ионное произведение воды. Водородный
показатель. Методы определения рН. рНиндикаторы.
Гидролиз
солей.
Соли,
гидролизующиеся по аниону, по катиону,
негидролизующиеся соли. Изменение рН
среды при гидролизе. Буферные системы.
Дисперсные системы, их классификация,
методы
получения.
Термодинамическая
неустойчивость гетерогенных дисперсных
систем. Поверхностные явления и адсорбция.
10
4
Химия
неорганических
вяжущих веществ
5
Электрохимические
процессы
6
Полимеры и
олигомеры
Коллоидные растворы. Кинетическая и
агрегативная
устойчивость
коллоидных
систем.
Коагуляция.
Седиментация.
Природные и искусственные дисперсные
системы.
Свойства химических элементов и их
соединений,
составляющих
основу
строительных материалов Классификация
неорганических
вяжущих
строительных
материалов. Получение, механизм гидратации
и кристаллизации, свойства воздушных
вяжущих
материалов
(строительная
воздушная
известь,
гипс).
Получение,
механизм гидратации и кристаллизации,
свойства
гидравлических
вяжущих
материалов
(гидравлическая
известь,
портландцемент). Бетон, коррозия бетона в
различных средах.
Электрохимические системы. Электродный
потенциал, механизм его возникновения.
Уравнение Нернста. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Типы электродов.
Гальванические
элементы.
Измерение
электродвижущей силы. Поляризация и
перенапряжение. Химические источники тока:
первичные
гальванические
элементы,
аккумуляторы,
топливные
элементы.
Коррозия
металлов.
Виды
коррозии.
Механизм
электрохимической
коррозии.
Защита металлов от коррозии. Металлические
покрытия.
Электролиз. Процессы, протекающие при
электролизе водных растворов электролитов.
Законы Фарадея.
Элементы органической химии. Понятие о
полимерах и олигомерах. Органические и
неорганические полимеры. Методы получения
полимеров: полимеризация, поликонденсация.
Химическое строение и свойства полимеров.
Деструкция полимеров.
Биополимеры: полисахариды, полиизопрены,
белки.
11
7
8
№
п/п
1.
2.
Химическая
идентификация
веществ.
Аналитический сигнал. Основы качественного
Методы химического и количественного анализа. Качественные
исследования веществ реакции на ионы.
Химические, физикохимические и физические методы анализа
Органические
Классификация
органических
вяжущих
вяжущие
строительных
материалов.
Битумные
строительные
вяжущие. Получение, свойства, механизмы
материалы
твердения.
5.2 Разделы дисциплины и междисциплинарные связи
с обеспечиваемыми (последующими) дисциплинами
Наименование
№ разделов данной дисциплины,
обеспечиваемых
необходимых для изучения
(последующих) дисциплин обеспечиваемых (последующих)
дисциплин
1
2
3
4
5
6
Химия в строительстве
+
+
+
+
+
+
Строительные материалы
+
+
+
+
+
+
7
+
+
8
+
+
5.3. Разделы дисциплин и виды занятий
№
п/п
Наименование раздела
дисциплины
1.
Строение вещества и
реакционная способность
веществ
Химическая термодинамика и
химическая кинетика
Растворы. Дисперсные системы
Химия неорганических
вяжущих веществ
Электрохимические процессы
Полимеры и олигомеры
Методы химического
исследования веществ
Органические вяжущие
строительные материалы
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Лекц.
Практ
.
зан.
Лаб.
зан.
СРС
Всего
час.
6/2
4/-
4/2
7/20
21/24
4/4
4/-
4/4
7/20
4/2
6
10/2/-
6/2
-
8/20
7/20
28/24
4/2
4/4/-
4/4/4/-
-/4
-/4/-
7/20
7/20
8/20
15/26
13/20
2/-
2/-
-/-
7/18
19/28
15/20
20/20
11/18
12
5.4. ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
№
п/п
№ раздела
дисциплины
1.
1
2.
2
3.
3
4.
5
5.
7
Трудоемкость
(час)
Наименование лабораторных работ
Основные классы неорганических
соединений
Определение направленности
химических процессов.
Скорость химических реакций и
химическое равновесие
Общие свойства растворов и равновесия
в водных растворах электролитов.
Окислительно-восстановительные
реакции и гальванический элемент
Качественный и количественный
химический анализ
4/2
4/4
6/2
-/4
4/-
5.5. ПРАКТИЧЕСКИЕ ЗАНЯТИЯ
№ п/п
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Наименование раздела дисциплины
Строение вещества и реакционная
способность веществ
Химическая термодинамика и химическая
кинетика
Растворы. Дисперсные системы
Химия неорганических вяжущих веществ
Электрохимические процессы
Полимеры и олигомеры
Методы химического исследования веществ
Органические вяжущие строительные
материалы
Трудоемкость
(час).
4
4
10
2
4
4
4
2
6. ПРИМЕРНАЯ ТЕМАТИКА КУРСОВЫХ ПРОЕКТОВ
И КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ
Перечень контрольных работ и их краткое содержание *
№ п/п
1
Темы заданий
Основные стехиометрические законы и
расчёты по уравнениям реакций
13
Классы неорганических соединений
Энергетика и направленность химических
процессов
Химическая кинетика и равновесие
Строение атома. Химическая связь
Растворы электролитов
Дисперсные системы в технологии
строительства
2
Неорганические вяжущие вещества
Электродные потенциалы и гальванические
элементы
Коррозия и защита металлических
конструкций
*для студентов заочного обучения
6. ПРИМЕРНАЯ ТЕМАТИКА КУРСОВЫХ ПРОЕКТОВ,
КУРСОВЫХ И КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ
Не предусмотрены
7. ФОНД ОЦЕНОЧНЫХ СРЕДСТВ ДЛЯ ПРОВЕДЕНИЯ
ПРОМЕЖУТОЧНОЙ АТТЕСТАЦИИ ОБУЧАЮЩИХСЯ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ (МОДУЛЮ)
7.1 Перечень компетенций с указанием этапов их формирования в
процессе освоения образовательной программы
№ Компетенция (профессиональная
п/п - ПК)
1 ПК-3
2
владение
основными
методами,
способами
и
средствами получения, хранения,
переработки
информации,
навыками работы с компьютером
как
средством
управления
информацией
ПК-5 использование основных
законов
естественнонаучных
дисциплин в профессиональной
деятельности,
применением
методов
математического
анализа
и
моделирования,
Форма контроля
семестр
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Зачет
Экзамен
1, 2
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Зачет
Экзамен
1, 2
14
теоретического
экспериментального
исследования;
и
3
ПК-6
способность
выявить
естественнонаучную
сущность
проблем, возникающих в ходе
профессиональной деятельности,
привлечь их для решения
соответствующий
физикоматематический аппарат
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Зачет
Экзамен
1, 2
4
ПСК - 1.5 знанием основных
химических характеристик
неорганических строительных
вяжущих материалов
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Зачет
Экзамен
1, 2
7.2 Описание показателей и критериев оценивания компетенций
на различных этапах их формирования, описание шкал оценивания
Дескриптор
компетенции
Знает
Умеет
Владеет
Показатель оценивания
Форма контроля
Т
Зачет Экзамен
ЛР
ПР
основы химии и химические
процессы
современной
технологии
производства
строительных материалов и
конструкций,
свойства
химических элементов и их
соединений,
составляющих
основу
строительных
материалов (ПК-3,ПК-5, ПК-6,
ПСК 1.5)
применять полученные знания
по физике в химии при
изучении других дисциплин
(ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК6, ПСК 1.5)
+
+
+
+
+
7.2.1.Этап текущего контроля знаний
15
Результаты текущего контроля знаний и межсессионной аттестации
оцениваются по пятибальной шкале с оценками:
«отлично»;
«хорошо»;
«удовлетворительно»;
«неудовлетворительно»;
«не аттестован».
Дескрип
тор
компете
нции
Знает
Умеет
Владеет
Знает
Умеет
Владеет
Знает
Умеет
Владеет
Оценка
Показатель оценивания
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
строительных материалов и конструкций,
свойства химических элементов и их
соединений, составляющих основу
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПК6, ПСК 1.5)
применять полученные знания по физике в
химии при изучении других дисциплин (ПК3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
строительных материалов и конструкций,
свойства химических элементов и их
соединений, составляющих основу
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПК6, ПСК 1.5)
применять полученные знания по физике в
химии при изучении других дисциплин (ПК3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
строительных материалов и конструкций,
свойства химических элементов и их
соединений, составляющих основу
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПК6, ПСК 1.5)
применять полученные знания по физике в
химии при изучении других дисциплин (ПК3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
отлично
хорошо
удовлетвори
тельно
Критерий
оценивания
Полное
посещение
лекционных,
практических
занятий
и
лабораторных
работ.
Прохождение
промежуточного
тестирования на
оценку
«отлично».
Полное
посещение
лекционных,
практических
занятий
и
лабораторных
работ.
Прохождение
промежуточного
тестирования на
оценку
«хорошо».
Полное
посещение
лекционных,
практических
занятий
и
лабораторных
работ.
Прохождение
промежуточного
тестирования на
оценку
«удовлетворитель
16
Дескрип
тор
компете
нции
Знает
Умеет
Владеет
Знает
Умеет
Владеет
Оценка
Показатель оценивания
Критерий
оценивания
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
но».
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
строительных материалов и конструкций,
свойства химических элементов и их
соединений, составляющих основу
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПК6, ПСК 1.5)
применять полученные знания по физике в
химии при изучении других дисциплин (ПК3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
Частичное
посещение
лекционных,
практических
занятий
и
лабораторных
работ.
Прохождение
промежуточного
тестирования на
оценку
«неудовлетворит
ельно».
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
строительных материалов и конструкций,
свойства химических элементов и их
соединений, составляющих основу
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПК6, ПСК 1.5)
применять полученные знания по физике в
химии при изучении других дисциплин (ПК3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
неудовлетво
рительно
не
аттестован
Непосещение
лекционных,
практических
занятий
лабораторных
работ,
тестирования
и
7.2.2. Этап промежуточного контроля знаний
В первом семестре результаты промежуточного контроля знаний (зачет)
оцениваются по двухбалльной шкале с оценками:
● «зачтено»;
● «не зачтено».
Дескрип
тор
компете
нции
Знает
Показатель оценивания
основы химии и химические
процессы современной технологии
производства строительных
Оценка
зачтено
Критерий оценивания
1.Студент
демонстрирует
полное
17
Дескрип
тор
компете
нции
Умеет
Владеет
Знает
Умеет
Владеет
Показатель оценивания
Оценка
материалов и конструкций, свойства
химических элементов и их
соединений, составляющих основу
строительных материалов (ПК-3,ПК5, ПК-6, ПСК 1.5)
применять полученные знания по
физике в химии при изучении других
дисциплин (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК
1.5)
современной научной аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6,
ПСК 1.5)
основы химии и химические
процессы современной технологии
производства строительных
материалов и конструкций, свойства
химических элементов и их
соединений, составляющих основу
строительных материалов (ПК-3,ПК5, ПК-6, ПСК 1.5)
применять полученные знания по
физике в химии при изучении других
дисциплин (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК
1.5)
современной научной аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6,
ПСК 1.5)
не
зачтено
Критерий оценивания
понимание заданий. Все
требования,
предъявляемые
к
заданию выполнены.
2.
Студент
демонстрирует
значительное понимание
заданий.
Все
требования,
предъявляемые
к
заданию выполнены.
3.
Студент
демонстрирует
частичное
понимание
заданий. Большинство
требований,
предъявляемых
к
заданию выполнены.
1.
Студент
демонстрирует
небольшое понимание
заданий.
Многие
требования,
предъявляемые
к
заданию не выполнены.
2.
Студент
демонстрирует
непонимание заданий.
3. У студента нет
ответа.
Не
было
попытки
выполнить
задание.
Во втором семестре результаты промежуточного контроля знаний
(экзамен) оцениваются по четырехбальной шкале с оценками:
● «отлично»;
● «хорошо»;
● «удовлетворительно»;
● «не удовлетворительно».
18
Дескрип
Показатель оценивания
Оценка
Критерий
тор
оценивания
компете
нции
Знает
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
строительных материалов и конструкций,
Студент
свойства химических элементов и их
демонстрирует
соединений, составляющих основу
полное
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПКпонимание
отлично
6, ПСК 1.5)
заданий.
Все
Умеет
применять полученные знания по физике в
требования,
химии при изучении других дисциплин (ПКпредъявляемые к
3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
заданию
выполнены.
Владеет современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
Знает
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
строительных материалов и конструкций,
Студент
свойства химических элементов и их
демонстрирует
соединений, составляющих основу
значительное
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПКпонимание
хорошо
6, ПСК 1.5)
заданий.
Все
Умеет
применять полученные знания по физике в
требования,
химии при изучении других дисциплин (ПКпредъявляемые к
3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
заданию
выполнены.
Владеет современной
научной
аппаратурой,
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
Знает
основы химии и химические процессы
современной технологии производства
Студент
строительных материалов и конструкций,
демонстрирует
свойства химических элементов и их
частичное
соединений, составляющих основу
понимание
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПКудовлетвори заданий.
6, ПСК 1.5)
тельно
Большинство
Умеет
применять полученные знания по физике в
требований,
химии при изучении других дисциплин (ПКпредъявляемых к
3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
заданию
Владеет современной
научной
аппаратурой,
выполнены.
навыками
ведения
физического
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
19
Дескрип
Показатель оценивания
Оценка
Критерий
тор
оценивания
компете
нции
Знает
основы химии и химические процессы
1.
Студент
современной технологии производства
демонстрирует
строительных материалов и конструкций,
небольшое
свойства химических элементов и их
понимание
соединений, составляющих основу
заданий. Многие
строительных материалов (ПК-3,ПК-5, ПКтребования,
6, ПСК 1.5)
предъявляемые к
заданию
не
Умеет
применять полученные знания по физике в
химии при изучении других дисциплин (ПК- неудовлетво выполнены.
рительно
3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
2.
Студент
демонстрирует
Владеет современной
научной
аппаратурой,
непонимание
навыками
ведения
физического
заданий.
эксперимента (ПК-3,ПК-5, ПК-6, ПСК 1.5)
3. У студента
нет ответа. Не
было
попытки
выполнить
задание.
7.3. Примерный перечень оценочных средств (типовые
контрольные задания или иные материалы, необходимые для оценки
знаний, умений, навыков и (или) опыта деятельности)
7.3.1. Примерная тематика и содержание КР
Перечень контрольных работ и их краткое содержание *
№ п/п
1
2
Темы заданий
Основные стехиометрические законы и расчёты по
уравнениям реакций
Классы неорганических соединений
Энергетика и направленность химических процессов
Химическая кинетика и равновесие
Строение атома. Химическая связь
Растворы электролитов
Дисперсные системы в технологии строительства
Неорганические вяжущие вещества
Электродные потенциалы и гальванические элементы
Коррозия и защита металлических конструкций
*для студентов заочного обучения
20
7.3.2. Задания для тестирования
1. Получение ацетатного шелка из целлюлозы возможно благодаря наличию в ней ...
О эпоксидных фрагментов О гидроксильных групп
О метиленовых групп
О циклических фрагментов
2. Объем раствора хлорида кальция с молярной концентрацией 0,1 моль/л, необходимый
для осаждения карбонат-ионов из 200 мл раствора карбоната калия с молярной
концентрацией 0,15 моль/л, равен ___миллилитрам.
О 200
О 100
О 150
О 300
3. Кислые соли образуются в реакциях, схемы которых имеют вид ...
□ Zn(OH)2 + HCI
□ KOH + H2SO4
□ СаСОз + Н2О + СО2
□ 2KOH + H2SО4
4. В соответствии с термохимическим уравнением
FeO(TB) + Н2 (г) = Fe(TB) + Н2О(г), ΔгН° = 23кДж
для получения 560 г железа необходимо затратить кДж тепла.
О 23
О 230
О 560
О 115
5. При нагревании белков в водных растворах кислот и щелочей
происходит их ...
О высаливание
О окисление
О конденсация
О гидролиз
6. Для качественного обнаружения карбонат-иона используется раствор
О средней соли
О сильного основания
О органического индикатора
О сильной кислоты
7. На внешнем энергетическом уровне атома элемента, образующего
высший гидроксид состава НЭОз - содержится___электронов.
О 6
О 7
О 5
О 4
8. При работе гальванического элемента, состоящего из серебряного и медного
электродов, погруженных в 0,01М растворы их нитратов (E°(Ag+/Ag)= 0,80 В,
E°(Cu2+/Cu)= 0,34 В), на катоде протекает реакция, уравнение которой имеет вид...
О Сu2+ + 2ē =Сu°
О Ag° - ē = Ag+
О Ag++ ē =Ag°
О Сu°-2ē =Сu2+
9. Реакцией полимеризации можно получить вещество, название которого
О перлон
О антрон
О найлон
О тефлон
10. Свечение атомов, молекул или других частиц, возникающее при электронных
переходах из возбужденного состояния в основное, называется...
О эмиссией
О релаксацией
О люминесценцией
О фотометрией
11. Атомы углерода в молекуле С2Н4 находятся в состоянии___21
гибридизации
О sp3
О sp2
О sp
О sp4
12. Для смещения равновесия в системе
H2(г) + S(TB)=H2S(г), ΔrH° = -21кДж
в сторону образования сероводорода необходимо ..
О понизить давление
О повысить давление
О ввести катализатор
О понизить температуру
13. В качестве низкомолекулярного вещества в реакциях поликонденсации чаще всего
образуется ...
О H2S
О Н2О
О СО2
О NaCl
14. Вещество, изменяющее свою окраску в зависимости от рН среды
называется ...
О красителем
О электролитом
О реагентом
О индикатором
15. Для приготовления 2 л 0,1 М раствора NaOH требуется ____ г
гидроксида натрия
О 40
О 4
О 16
О 8
16. Для повышения температуры кипения раствора на 1,04°С
(Ен2о = 0,52град.кг/моль) необходимо, чтобы концентрация
растворенного в нём неэлектролита составляла________моль/кг.
О 2
О 0,2
О 0,1
O 1
17. Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении реакции
К2Сr2О7 + NaNО2 + H2SO4 = Cr2(SО4)3 + NaNО3 + K2SO4 + Н2О равен
О 3
О 2
О 1
О 4
18. Продуктами, выделяющимися на инертных электродах при электролизе водного
раствора сульфата натрия, являются ...
О Na и О2
О Na и SО2
О Н2 и О2
О H2 и S
19. При помощи лакмуса можно различить растворы солей
О FeCl2 и А1Вгз
О Na2SО4 и NaCl
О NaCl и Na2SО3
О K2SO4 и СаВг2
20. Если увеличить давление в 10 раз, то скорость прямой реакции
Н2 (г) + Вг2 (г) = 2НВг(г), при условии ее элементарности, увеличится в
О 5
О 20 О 50
О 100
___раз.
22
7.3.5. Вопросы для зачетов
Строение вещества и реакционная способность веществ
1. Основные классы неорганических соединений: оксиды (кислотные,
основные, амфотерные), гидроксиды (кислоты, основания, амфотерные
гидроксиды), соли. 2. Принцип кислотно-основного взаимодействия.
Соли кислые, средние, основные.
3. Общие квантово-механические представления о строение атома:
волновая природа микрочастиц и электронов, электронные облака,
атомные орбитали, ядро атома. Уравнение Шредингера. Квантовые числа
как характеристика состояния электронов в атоме: главное, орбитальное,
магнитное,
спиновое.
Типы
атомных
орбиталей.
Принципы
распределение электронов в атоме. Последовательность заполнения
атомных орбиталей в соответствии с их энергией. Правило Клечковского.
Принцип Паули и правило Гунда. Электронные конфигурации атомов и
ионов.
4. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система Д.И.
Менделеева как естественная классификация элементов. Структура
периодической системы: период, ряд, группа и подгруппа.
Периодичность изменение свойств элементов в пределах периодов и
главных подгрупп. Энергия ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность. Изменение кислотно-основных и окислительновосстановительных свойств соединений.
5. Механизм образования ковалентной связи. Обменный и донорноакцепторный механизм образования ковалентной связи. Свойства
ковалентной связи. Сигма- и пи-связи, направленность и энергия связи.
Гибридизация атомных орбиталей, геометрическая структура молекул.
Ковалентная связь полярная и неполярная. Полярность молекул. Ионная
связь. Строение соединений с ионным типом связи. Валентность
элементов в нормальном и возбужденном состояниях: степень окисления
и заряд атомов в соединениях.
6.
Окислительно-восстановительные
процессы.
Окислители,
восстановители. Степень окисления. Определение окислительновосстановительной роли соединения по степени окисления атомов.
Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях
методом электронного баланса.
Химическая термодинамика и химическая кинетика
7. Основные термодинамические понятия: система, гомогенная и
гетерогенная система, изолированная закрытая система, система
открытая, параметры состояния системы, термодинамические функции.
Внутренняя энергия и энтальпия. Тепловой эффект реакции.
Эндотермические и экзотермические процессы. Закон Гесса и следствия,
вытекающие из него. Стандартная энтальпия образования сложного
вещества. Термохимические уравнения. Энтропия и изобарно23
изотермический потенциал. Направленность химических процессов. I, II
начала термодинамики.
8. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Энергия
активации. Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ и давления. Закон действия масс.
Кинетические уравнения. Константа скорости реакции.
9. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило ВантГоффа, температурный коэффициент. Влияние катализатора на скорость
реакции. Сущность катализа.
10. Процессы обратимые и необратимые. Химическое равновесие.
Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние
температуры, концентрации, давления и катализатора на смещение
равновесия.
Растворы. Дисперсные системы
11. Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации
растворов. Молярная, моляльная концентрация, молярная, массовая доля,
молярная концентрация эквивалентов. Давление пара растворов. Закон
Рауля для растворов неэлектролитов. Понижение температуры
замерзания и повышение температуры кипения растворов. Криоскопия,
эбуллиоскопия. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
12. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Электролиты
сильные
и слабые. Степень и константы диссоциации.
Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов: кислот,
оснований, солей в воде. Ступенчатая диссоциация. Ионные реакции.
Условия течения реакций обмена в растворах электролитов.
Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды (Кw).
Водородный показатель рН как мера кислотности и щелочности среды.
рН кислот и оснований. Понятие об индикаторах. Окраска индикаторов в
различных средах. Гидролиз солей. Соли гидролизующиеся по аниону, по
катиону, негидролизующиеся соли. Изменение рН среды при гидролизе.
Влияние внешних факторов на степень полноты гидролиза. Буферные
системы.
13. Поверхностные явления и адсорбция. Дисперсные системы, их
классификация. Коллоидные системы. Устойчивость дисперсных систем.
7.3.6. Вопросы для экзамена
Строение вещества и реакционная способность веществ
Основные классы неорганических соединений: оксиды (кислотные,
основные, амфотерные), гидроксиды (кислоты, основания, амфотерные
гидроксиды), соли. Принцип кислотно-основного взаимодействия. Соли
кислые, средние, основные.
Общие квантово-механические представления о строение атома: волновая
природа микрочастиц и электронов, электронные облака, атомные
орбитали, ядро атома. Уравнение Шредингера. Квантовые числа как
24
характеристика состояния электронов в атоме: главное, орбитальное,
магнитное, спиновое. Типы атомных орбиталей. Принципы распределение
электронов в атоме. Последовательность заполнения атомных орбиталей в
соответствии с их энергией. Правило Клечковского. Принцип Паули и
правило Гунда. Электронные конфигурации атомов и ионов.
Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система Д.И.
Менделеева как естественная классификация элементов. Структура
периодической системы: период, ряд, группа и подгруппа. Периодичность
изменение свойств элементов в пределах периодов и главных подгрупп.
Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
Изменение кислотно-основных
и окислительно-восстановительных
свойств соединений.
Механизм образования ковалентной связи. Обменный и донорноакцепторный механизм образования ковалентной связи. Свойства
ковалентной связи. Сигма- и пи-связи, направленность и энергия связи.
Гибридизация атомных орбиталей, геометрическая структура молекул.
Ковалентная связь полярная и неполярная. Полярность молекул. Ионная
связь. Строение соединений с ионным типом связи. Валентность
элементов в нормальном и возбужденном состояниях: степень окисления
и заряд атомов в соединениях.
Окислительно-восстановительные процессы. Окислители, восстановители.
Степень окисления. Определение окислительно-восстановительной роли
соединения по степени окисления атомов. Расстановка коэффициентов в
окислительно-восстановительных реакциях методом электронного
баланса.
Химическая термодинамика и химическая кинетика
Основные термодинамические понятия: система, гомогенная и
гетерогенная система, изолированная закрытая система, система открытая,
параметры состояния системы, термодинамические функции. Внутренняя
энергия и энтальпия. Тепловой эффект реакции. Эндотермические и
экзотермические процессы. Закон Гесса и следствия, вытекающие из него.
Стандартная
энтальпия
образования
сложного
вещества.
Термохимические уравнения. Энтропия и изобарно-изотермический
потенциал. Направленность химических процессов. I, II начала
термодинамики.
Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Энергия активации.
Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ и давления. Закон действия масс. Кинетические
уравнения. Константа скорости реакции.
Влияние температуры на скорость химической реакции, правило ВантГоффа, температурный коэффициент. Влияние катализатора на скорость
реакции. Сущность катализа.
25
Процессы обратимые и необратимые. Химическое равновесие. Константа
химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры,
концентрации, давления и катализатора на смещение равновесия.
Растворы. Дисперсные системы
Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации
растворов. Молярная, моляльная концентрация, молярная, массовая доля,
молярная концентрация эквивалентов. Давление пара растворов. Закон
Рауля для растворов неэлектролитов. Понижение температуры замерзания
и
повышение
температуры
кипения
растворов.
Криоскопия,
эбуллиоскопия. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Электролиты
сильные и слабые. Степень и константы диссоциации. Электролитическая
диссоциация сильных и слабых электролитов: кислот, оснований, солей в
воде. Ступенчатая диссоциация. Ионные реакции. Условия течения
реакций обмена в растворах электролитов. Электролитическая
диссоциация воды. Ионное произведение воды (Кw). Водородный
показатель рН как мера кислотности и щелочности среды. рН кислот и
оснований. Понятие об индикаторах. Окраска индикаторов в различных
средах. Гидролиз солей. Соли гидролизующиеся по аниону, по катиону,
негидролизующиеся соли. Изменение рН среды при гидролизе. Влияние
внешних факторов на степень полноты гидролиза. Буферные системы.
Поверхностные явления и адсорбция. Дисперсные системы, их
классификация. Коллоидные системы. Устойчивость дисперсных систем.
Химия неорганических вяжущих веществ
Получение, механизм гидратации и кристаллизации, свойства воздушных
вяжущих материалов (строительная воздушная известь, гипс). Получение,
механизм гидратации и кристаллизации, свойства гидравлических
вяжущих материалов (гидравлическая известь, портландцемент). Бетон,
коррозия бетона в различных средах.
Электрохимические системы
Электродный потенциал, механизм его возникновения.
Уравнение
Нернста. Электрохимический ряд напряжений металлов. Типы
электродов.
Гальванические элементы. Измерение электродвижущей силы.
Поляризация и перенапряжение. Химические источники тока: первичные
гальванические элементы, аккумуляторы, топливные элементы.
Коррозия металлов. Виды коррозии. Механизм электрохимической
коррозии. Защита металлов от коррозии. Металлические покрытия.
Полимеры и олигомеры
Понятие о полимерах и олигомерах. Органические и неорганические
полимеры.
Методы
получения
полимеров:
полимеризация,
поликонденсация. Химическое строение и свойства полимеров.
Деструкция полимеров.
Биополимеры: полисахариды, полиизопрены, белки.
26
Методы химического исследования веществ
Химическая идентификация веществ. Аналитический сигнал. Основы
качественного и количественного анализа. Качественные реакции на
ионы. Химические, физико-химические и физические методы анализа.
Органические вяжущие строительные материалы
Классификация органических вяжущих строительных материалов.
Битумные вяжущие. Получение, свойства, механизмы твердения.
7.3.7. Паспорт фонда оценочных средств
№
Контролируемые
Код
Наименование
п/п
разделы
(темы) контролируемой оценочного средства
дисциплины
компетенции
(или ее части)
Строение
вещества
и ПК-3,ПК-5,
ПК-6, Контрольная работа (КР)
1
реакционная
веществ
способность ПСК 1.5
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Зачет
2
Химическая
термодинамика и
химическая кинетика
ПК-3,ПК-5,
ПСК 1.5
ПК-6, Контрольная работа (КР)
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Зачет
3
Растворы. Дисперсные
системы
ПК-3,ПК-5,
ПСК 1.5
ПК-6, Контрольная работа (КР)
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Зачет
4
Химия неорганических
вяжущих веществ
ПК-3,ПК-5,
ПСК 1.5
5
Электрохимические
системы
ПК-3,ПК-5,
ПСК 1.5
6
Полимеры и олигомеры
ПК-3,ПК-5,
ПСК 1.5
7
Методы химического
исследования веществ
ПК-3,ПК-5,
ПСК 1.5
ПК-6, Контрольная работа (КР)
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Экзамен
ПК-6, Контрольная работа (КР)
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Экзамен
ПК-6, Контрольная работа (КР)
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Экзамен:
ПК-6, Контрольная работа (КР)
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
27
8
Органические вяжущие
строительные материалы
ПК-3,ПК-5,
ПСК 1.5
Тестирование (Т)
Экзамен
ПК-6, Контрольная работа (КР)
Лабораторная работа (ЛР)
Практическое занятие (ПР)
Тестирование (Т)
Экзамен
7.4. Порядок процедуры оценивания знаний, умений, навыков и
(или) опыта деятельности на этапе промежуточного контроля знаний
При проведении устного экзамена обучающемуся предоставляется 60
минут на подготовку. Опрос обучающегося по билету на устном экзамене не
должен превышать двух астрономических часов. С экзамена снимается
материал тех КР, которые обучающийся выполнил в течение семестра на
«хорошо» и «отлично».
Зачет может проводиться по итогам текущей успеваемости и сдачи КР
и (или) путем организации специального опроса, проводимого в устной и
(или) письменной форме.
Во время проведения экзамена (зачета) обучающиеся могут
пользоваться программой дисциплины, а также справочными данными и
вычислительной техникой.
8. ПЕРЕЧЕНЬ УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОГО ОБЕСПЕЧЕНИЯ
САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ ОБУЧАЮЩИХСЯ ПО
ДИСЦИПЛИНЕ (МОДУЛЮ), РАЗРАБОТАННОГО НА КАФЕДРЕ
2. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических
соединений: метод. указан. к внеаудиторн. самост. работе для студ. 1-го
курса всех специальностей / Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т; сост.: О.В.
Артамонова, Л.Г. Барсукова. – Воронеж, 2008. – 31 с.
3. Растворы. Дисперсные системы: метод. указан. к внеаудиторн. самост.
работе для студ. 1-го курса всех специальностей / Воронеж. гос. арх.-строит.
ун-т; сост.: О.Р. Сергуткина, Л.Г. Барсукова, О.Б. Кукина. – Воронеж, 2008. –
32 с.
4. Энергетика химических процессов. Электрохимические процессы:
метод. указан. к внеаудиторн. самост. работе для студ. 1-го курса всех
специальностей / Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т; сост.: Г.Г. Кривнева, Л.Г.
Барсукова, Г.Ю. Вострикова. – Воронеж, 2008. – 39 с.
28
№ Наименование
п/п издания
Вид издания
Автор
(учебник,
(авторы)
учебное
пособие,
методические
указания,
компьютерная
программа)
1
Лабораторный
практикум по
химии: учеб.
пособие
метод.
указания
2
Химия: учеб.
учеб.
пособие
пособие
3
4
5
Основные
понятия и законы
химии.
Классы
неорганических
соединений: метод.
указан.
к
внеаудиторн.
самост. работе для
студ. 1-го курса
всех
специальностей
Растворы.
Дисперсные
системы:
метод.
указан.
к
внеаудиторн.
самост. работе для
студ. 1-го курса
всех
специальностей
Энергетика
химических
процессов.
Электрохимические
процессы: метод.
указан. к
Год
Место
издания хранения и
количество
О.Р.
2011
Сергуткина,
О.В.
Артамонова,
Л.Г.
Барсукова и
др.; под общ.
ред. О.Р.
Сергуткиной;
2013
Г.Г. Кривнева
[и др.]
Библиотека
– 500 экз.
Библиотека
– 500 экз
метод.
указан.
О.В.
Артамонова,
Л.Г.
Барсукова.
2008
Библиотека
- 200 экз
метод.
указан.
О.Р.
2008
Сергуткина,
Л.Г.
Барсукова,
О.Б. Кукина.
Библиотека
- 200 экз
метод.
указан.
Г.Г. Кривнева, 2008
Л.Г.
Барсукова,
Г.Ю.
Вострикова
Библиотека
– 200 экз
29
№ Наименование
п/п издания
Вид издания
Автор
(учебник,
(авторы)
учебное
пособие,
методические
указания,
компьютерная
программа)
Год
Место
издания хранения и
количество
внеаудиторн.
самост. работе для
студ. 1-го курса
всех
специальностей
9. МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ ОБУЧАЮЩИХСЯ
ПО ОСВОЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ (МОДУЛЯ)
Вид учебных
занятий
Деятельность студента
Лекция
Написание конспекта лекций: кратко, схематично, последовательно
фиксировать основные положения, выводы, формулировки,
обобщения; помечать важные мысли, выделять ключевые слова,
термины. Проверка терминов, понятий с помощью энциклопедий,
словарей, справочников с выписыванием толкований в тетрадь.
Обозначение вопросов, терминов, материала, которые вызывают
трудности, поиск ответов в рекомендуемой литературе. Если
самостоятельно не удается разобраться в материале, необходимо
сформулировать вопрос и задать преподавателю на консультации,
на практическом занятии.
Конспектирование рекомендуемых источников. Работа с конспектом
лекций, подготовка ответов к контрольным вопросам, просмотр
рекомендуемой литературы. Прослушивание аудио- и видеозаписей
по заданной теме, выполнение расчетно-графических заданий,
решение задач по алгоритму.
Знакомство с основной и дополнительной литературой, включая
справочные издания, зарубежные источники, конспект основных
положений, терминов, сведений, требующих для запоминания и
являющихся основополагающими в этой теме. Составление
аннотаций к прочитанным литературным источникам.
Работа с конспектом лекций, подготовка ответов к контрольным
вопросам.
При подготовке к экзамену (зачету) необходимо ориентироваться на
конспекты лекций, рекомендуемую литературу и решение задач на
практических занятиях.
Практические
занятия
Контрольная
работа/Расчетнографическая
работа
Коллоквиум
Подготовка к
экзамену (зачету)
10. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ И ИНФОРМАЦИОННОЕ
ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
30
10.1. Основная литература:
1. Коровин Н. В. Общая химия / Н.В. Коровин. – М.: Высш. шк., 2000. –
558 с.
2. Кривнева Г.Г. [и др.] Химия / учебн. пособие для студ. заоч. формы
обуч. всех направлений подготовки бакалавров бакалавров / Воронеж. ГАСУ.
– Воронеж, 2013. – 131 с.
3. Лабораторный практикум по химии: учеб. пособие / О.Р. Сергуткина,
О.В. Артамонова, Л.Г. Барсукова и др.; под общ. ред. О.Р. Сергуткиной;
Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т. – Воронеж, 2011. – 109 с.
4. Химия элементов: практикум / О.В. Артамонова, Е.А. Хорохордина;
Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т. – Воронеж, 2011. – 96 с.
10.2 . Дополнительная литература:
1. Глинка Н.Л. Общая химия [Текст] / Н.Л. Глинка; под ред. А.И.
Ермакова. – Изд. 30-е, испр. – М.: Интеграл-Пресс, 2009. – 727 с.
2. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических
соединений: метод. указан. к внеаудиторн. самост. работе для студ. 1-го
курса всех специальностей / Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т; сост.: О.В.
Артамонова, Л.Г. Барсукова. – Воронеж, 2008. – 31 с.
3. Растворы. Дисперсные системы: метод. указан. к внеаудиторн. самост.
работе для студ. 1-го курса всех специальностей / Воронеж. гос. арх.-строит.
ун-т; сост.: О.Р. Сергуткина, Л.Г. Барсукова, О.Б. Кукина. – Воронеж, 2008. –
32 с.
4. Энергетика химических процессов. Электрохимические процессы:
метод. указан. к внеаудиторн. самост. работе для студ. 1-го курса всех
специальностей / Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т; сост.: Г.Г. Кривнева, Л.Г.
Барсукова, Г.Ю. Вострикова. – Воронеж, 2008. – 39 с.
10.3 Программное обеспечение и Интернет-ресурсы:
Чтение лекций осуществляется с использованием презентаций в
программе «Microsoft РowerPoint».
Для выполнения лабораторных работ используется учебный
лабораторный комплекс «Химия», совместимый с ПК и снабженный
программным обеспечением.
Базы данных, информационно-справочные и поисковые системы:
1. Химический каталог. Неорганическая химия. Сайты и книги
http://www.ximicat.com
2. Chemnet - официальное электронное издание Химического факультета МГУ
http://www.chem.msu.ru/rus
3. Справочно-информационный сайт по химии http://www.alhimikov.net
31
11. МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ
ДИСЦИПЛИНЫ
Учебно-лабораторное оборудование
1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия»
-ауд. 6421
2. Иономер Н-160
- ауд. 6421
3. Лабораторный рН-метр ЛПУ-01
- ауд. 6421
4. Шкаф с вытяжной вентиляцией
- ауд. 6421
5. Лабораторная химическая посуда
- ауд. 6421
6. Аквадистиллятор
- ауд. 6422
Технические средства обучения
1. Ноутбук - отдел организации и обеспечения учебного процесса
2. Медиапроектор программ - отдел организации и обеспечения учебного
процесса
12. МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ОРГАНИЗАЦИИ
ИЗУЧЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ (образовательные технологии)
Для преподавания и изучения дисциплины используются следующие
образовательные технологии.
1. Дидактически обоснованная структура дисциплины «Химия».
Содержательная часть дисциплины должна быть обоснована с точки
зрения химии и требований к результатам освоения ООП бакалавриата,
выраженных в виде определённых компетенций.
2. Точное следование рабочей программе дисциплины.
На вводной лекции студенты знакомятся со структурой УМКД
«Химия», получают разъяснение о роли каждой составляющей в учебном
процессе, а также где и как получить доступ ко всем составляющим учебнометодического обеспечения.
3. Планирование времени и методическое обеспечение внеаудиторной
самостоятельной работы (ВСР).
Объём аудиторных занятий составляет … часов, на внеаудиторную
самостоятельную работу планируется … часов, т.е. для успешного освоения
дисциплины студент должен самостоятельно работать столько же времени,
сколько в аудитории под руководством преподавателя. Все студенты имеют
доступ к полному методическому обеспечению ВСР.
4. Сопровождение занятий демонстрацией схем, таблиц, рисунков и
презентациями в программе «Microsoft РowerPoint».
5. Подготовка тематики докладов, сообщений, презентаций для
самостоятельной работы студентов.
6. Самостоятельное проведение студентами экспериментальных
исследований на лабораторных занятиях с последующей интерпретацией и
защитой результатов.
7. Рейтинговая система контроля и оценки знаний.
8. Регулярное проведение консультаций.
32
9. Осуществление текущего контроля знаний студентов с помощью
бланкового тестирования и промежуточного контроля путём интернеттестирования.
10. Методические рекомендации по подготовке к экзамену.
К экзамену студент допускается при условии выполнения учебного
плана:
- посещение лекций и практических занятий;
- выполнение и оформление лабораторных работ;
- выполнение индивидуальных заданий для самостоятельной работы;
- отчёт практических и лабораторных занятий.
Вопросы для подготовки к экзаменам составляются в соответствии с
содержанием дисциплины «Химия», имеются в рабочей программе и
выдаются студентам не позднее, чем за месяц до окончания семестра.
Экзамен сдаётся по билетам, утверждённым заведующим кафедрой и
подписанным экзаменатором. Билет содержит два теоретических вопроса и одну
задачу.
При подготовке к экзамену обязательно не только повторять лекции, но
и изучать материал по учебникам в соответствии с указаниями, сделанными
преподавателем на лекциях. Помимо того, следует внимательно изучить
конспекты практических занятий и оформленные лабораторные работы,
обратив особое внимание на сделанные выводы.
Программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС ВПО с учетом
рекомендаций и ПрООП ВПО по направлению подготовки 271101
Строительство уникальных зданий и сооружений
Руководитель основной
образовательной программы
проф. кафедры строительных конструкций, оснований и фундаментов им.
Борисова Ю.М.
_ профессор, к.т.н., _________________________ Иконин С.В.
(занимаемая должность, ученая степень и звание)
(подпись)
(инициалы, фамилия)
Рабочая программа одобрена учебно-методической комиссией строительного
факультета
«_____»____________201___ г., протокол № ________.
Председатель __к.т.н., доцент___________________Казаков Д.А.__________
должность, учёная степень и звание, подпис
Эксперт
____________________
_____________________
(место работы)
инициалы, фамилия
___________________
(занимаемая должность)
(подпись) (инициалы, фамилия)
МП
организации
33
Конспекты лекций
Лекция 1.
Тема: СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
План лекции:
1. Основные сведения о строении атома, электронное облако,
атомная орбиталь.
2. Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое; их
физический смысл и связь между ними, типы орбиталей.
3. Порядок заполнения электронных уровней и орбиталей: принцип
энергетической выгодности (наименьшей энергии) и Паули, правило
Клечковского и Хунда. Электронные формулы и энергетические ячейки.
4.Периодический закон и периодическая система элементов
Д.И.Менделеева. Структура периодической системы и ее связь со
строением атомов.
5. Периодическое изменение свойств химических элементов. Энергия
ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
6. Зависимость окислительно-восстановительных свойств элементов
от их положения в периодической системе.
Атомы являются мельчайшими частицами элементов, из которых построены все химические индивиды. Отсюда для химии первостепенное
значение имеет внутреннее строение атома, структура его электронной
оболочки.
Атом – система, состоящая из положительно заряженного ядра и
отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг ядра. Заряд ядра и
соответственно количество электронов атома равно порядковому номеру
элемента в периодической системе Д.И. Менделеева. Состояние электрона в
атоме описывается набором четырех квантовых чисел: главного (n),
орбитального (l), магнитного (ml) и спинового (ms).
Набор трех квантовых чисел (n, l, ml) описывает состояние электрона,
называемое атомной орбиталью (АО).
Главное квантовое число n определяет энергию АО и номер
энергетического уровня, на котором находится электрон, оно может
принимать целочисленные значения от единицы до бесконечности.
Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали и
энергетический подуровень, оно принимает целочисленные значения от 0 до
(n –1), всего n значений. АО со значением l = 0 обозначается буквой s и
имеет форму сферы. АО со значением l = 1, 2, 3 обозначаются
соответственно буквами p, d, f и имеют формы объемной восьмерки, двух
скрещивающихся восьмерок и более сложные.
34
Магнитное квантовое число ml определяет пространственную
ориентацию АО относительно внешнего магнитного поля, оно может
принимать значения от –l через 0 до + l, всего (2 l + 1) значений и
определяет число АО определенной энергии и формы.
Спиновое квантовое число m s характеризует собственный механический момент движения электрона вокруг своей оси и принимает
значения +½ и –½ для каждого значения ml.
Последовательность
распределения
электронов
в
атоме
выражается электронными и электронно-графическими (с помощью
квантовых ячеек) формулами.
При заполнении АО электронами действует принцип Паули: в
атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором
значений четырех квантовых чисел. Отсюда следует, что каждая АО
может соответствовать максимально двум электронам, отличающимся
значением спинового квантового числа, это m s = +½ и m s = –½. В
электронно-графических формулах электрон обозначается стрелкой ↑
или ↓, АО будет выглядеть как
↑↓ или
↑ , т.е. занята полностью или частично.
Заполнение энергетических подуровней происходит по правилу Хунда,
согласно которому электроны в основном состоянии в атоме располагаются
так, чтобы модуль суммарного спина всех электронов подуровня был
максимальным. Например:
р
р
↑↓ ↑↓
↑↓ ↑ ↑
неверно (∑ s = 0)
верно (∑ s = 1)
Последовательность заполнения всех энергетических уровней и
подуровней в атомах выражается правилом Клечковского, по которому
порядок заполнения АО происходит по возрастанию суммы (n + l), а если
она одинакова, то первым заполняется подуровень с меньшим значением n:
1s → 2s → 2p → 3s → Зр → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 5d1(La)
→ 4f (лантаноиды) → 5d → 6p → 7s → 6d1(Ас) → 5f (актиноиды) → 6d → →
7р…….
В зависимости от того, какая АО заполняется последней, все
элементы делятся на четыре электронных семейства: s, p, d, f.
Все приведенные принципы заполнения АО подчиняются одному
общему принципу энергетической выгодности (принципу наименьшей
энергии).
Число электронов, расположенных на последнем энергетическом
уровне для элементов главных подгрупп и на последнем
энергетическом уровне плюс число электронов на незавершенном
подуровне предыдущего уровня для элементов побочных подгрупп,
совпадает с номером группы периодической системы, в которой
находится данный элемент. Эти электроны называются валентными,
35
т.к. участвуют в образовании химических связей и определяют
валентность атома.
По таблице Д.И. Менделеева находим символы элементов, записываем
их, внизу слева от символа ставим порядковый номер, который указывает
заряд ядра атома и количество электронов в атоме.
Далее записываем электронную формулу атома, распределяя
электроны по уровням и подуровням, руководствуясь принципами
энергетической выгодности и Паули. Энергетический уровень обозначается
цифрой и совпадает со значением главного квантового числа n; подуровень
обозначается буквами s, p, d, f, которые соответствуют орбитальным
квантовым числам l, сверху справа над которыми записывается число
электронов, расположенных на них (на s-орбитали – максимально два, на
трех эквивалентных p-орбиталях – максимально шесть, на пяти
эквивалентных d-орбиталях – максимально десять).
2
2
6
2
6
2
20Са 1s 2s 2p 3s 3p 4s .
Максимальное значение главного квантового числа, т.е.
количество заполняемых энергетических уровней, совпадает с номером
периода, в котором находится данный элемент: n max = 4, период 4.
Номер группы данного элемента II, т.е. он совпадает с
количеством валентных электронов. Кальций относится к элементам
s-семейства и соответственно находится в главной подгруппе.
Распределение электронов по ячейкам будет иметь вид:
s
p
d
f
4 ↑↓
3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
1 ↑↓
В нормальном состоянии у кальция нет неспаренных электронов,
поэтому его валентность будет равна нулю. При возбуждении атома,
т.е. сообщении ему некоторой энергии, электроны последнего
энергетического уровня распариваются, и у кальция появляется два
свободных электрона: один в состоянии 4s, другой – 4p, а вместе с
этим валентные возможности кальция увеличиваются с нуля до двух.
При получении атомом порции энергии (возбуждение атома)
возможно разъединение спаренных электронов последнего энергетиче ского уровня в пределах того же уровня, если в нем есть незаполненные
АО. Таким образом, возбуждение меняет электронное состояние атома,
т.е. увеличивает число неспаренных электронов в нем, а вместе с этим
меняется и валентность атома.
Поскольку
свойства
элементов
определяются
строением
электронной оболочки их атомов, у которых внешний уровень
повторяется периодически, то и свойства элементов должны
повторяться периодически при переходе от одного периода элементов к
другому. Наблюдается постепенное изменение свойств элементов в
36
пределах периода от типичного металла к типичному неметаллу и
сходство свойств элементов, расположенных в одной подгруппе.
Важнейшими
свойствами
химических
элементов,
непросредственно связанными со структурой электронной оболочки,
являются энергия ионизации, сродство к электрону. Энергия ионизации
(I) – это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома с
превращением его в положительно заряженный ион. Энергия ионизации
характеризует восстановительную способность элемента, чем она ниже,
тем металличнее элемент. Энергия, выделяющаяся при присоединении
электрона к атому, называется сродством к электрону (Е ср ). Сродство
атомов металла к электрону близко к нулю. Сродство к электрону
атомов неметаллов тем больше, чем ближе они располагаются к
инертному газу.
Для характеристики способности атомов в соединениях
притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности
(ЭО). Электроотрицательность элементов определяется как полусумма
энергии ионизации и сродства к электрону:
ЭО 
I  E ср
2
.
Электроотрицательность элементов возрастает в периоде с
увеличением порядкового номера элементов и убывает у элементов главных
подгрупп с увеличением номера периода.
Тестовые задания для самоподготовки
1. Химическому элементу с формулой высшего оксида Э2О3 соответствует
электронная конфигурация внешнего энергетического уровня…
○ 1) ns2 np2
○ 2) ns2 np4
○ 3) ns2 np1
○ 4) ns2 np3
2. В группах с увеличением порядкового номера электроотрицательность
элементов…
○ 1) изменяется периодически
○ 2) уменьшается
○ 3) увеличивается
○ 4)не изменяется
3. Электронную конфигурацию, соответствующую атому Ar, имеет ион …
○ 1) S6+
○ 2) Br○ 3) S2○ 4) Mg2+
4. Число неспаренных электронов в атоме брома в основном состоянии равно
…
○ 1) 1
○ 2) 3
37
○ 3) 7
○ 4) 5
5. Иону О2- соответствует электронная конфигурация…
○ 1) 1s22s22p0
○ 2) 1s22s22p6
○ 3) 1s22s22p5
○ 4) 1s22s22p3
Литература: [1 – гл. 1, §§ 1.1 –1.5]; [2 – гл. II, §§ 17–19, гл. III,
§§ 20 – 35].
Лекция 2.
Тема: ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ПРОСТЫХ МОЛЕКУЛ
План лекции:
1. Химическая связь и валентность элементов.
2. Основные типы химической связи: ковалентная (полярная, неполярная),
ионная, металлическая, водородная.
3. Механизмы и способы образования ковалентной связи (обменный и
донорно-акцепторный механизмы, - и -связь).
4. Характеристики связи: энергия, длина, направленность, насыщенность,
полярность и поляризуемость.
Химической связью называются различные виды взаимодействия,
обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных
соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных соединений.
Химическая связь образуется за счет валентных электронов
(расположенных на последних энергетических уровнях) атомов,
находящихся в разных энергетических состояниях.
Различают следующие типы химических связей: ковалентную, ионную,
металлическую, водородную.
Ковалентная связь возникает за счет образования общей электронной
пары или, говоря с позиций метода валентных связей (МВС), за счет
перекрывания
электронных
облаков
неспаренных
электронов
с
антипараллельными спинами, принадлежащих атомам, между которыми
образуется химическая связь. Непременным условием возникновения
химической связи является выделение энергии. Чем больше выделяется
энергия, тем прочнее связь, тем устойчивее образовавшаяся система. Если
электронная пара или, точнее, область перекрывания электронных облаков
расположена симметрично относительно ядер связывающихся атомов и
принадлежит им в равной степени, то такая связь называется ковалентной
неполярной. Этот вид связи характерен для атомов с одинаковой
электроотрицательностью, например, Н2, Сl2, F2, N2, О2 и др.
Электронная формула атом фтора имеет следующий вид:
38
1s22s22р5.
В молекуле F2 таких атомов два и образование связи между ними
можно показать графической формулой:
F
s рz ру рх
2
↑↓ ↑↓ ↑↓ 
¦
2
↑↓ ↑↓ ↑↓ 
9F
На последнем уровне у
каждого атома фтора имеется один
неспаренный электрон. Неспаренные электроны
образуют общую
электронную пару, т.е. между атомами фтора возникает одна ковалентная
связь по обменному механизму.
Процесс также можно представить схемой Льюиса:
..
..
..
..
: F . + . F :  : F ( : ) F: .
..
..
..
..
При образовании связи происходит перекрывание электронных
облаков р-типа
,
рх
рх
при этом возникает область повышенной электронной плотности на линии
связи, т.е. образуется -связь. Поскольку атомы фтора одинаковы, то общая
электронная пара или область перекрывания электронных облаков
расположена симметрично относительно ядер взаимодействующих атомов.
Таким образом, в молекуле F2 возникает одинарная неполярная ковалентная
-связь.
Если связь образуется между атомами с разными свойствами, то
электронное облако смещается к атому с большей электроотрицательностью
и возникающая при этом связь называется ковалентной полярной.
Образование связи в молекуле НF может быть представлено как:
s
1 
¦
2 ↓
pх
1Н
9F
или
↑↓
pу
↑↓
pz
↑↓
s
..
..
Н∙ + ∙ F:  Н( : ) F:
∙∙
∙∙
39
.
s
pх
В этом случае общая электронная пара или область перекрывания
электронных
облаков
сильно
смещена
к
атому с
большей
электроотрицательностью – фтору, т.е. между водородом и фтором
образуется одинарная полярная ковалентная -связь. При этом следует
заметить, что на атоме водорода возникает частично положительный, а на
атоме фтора частично отрицательный заряд, к тому же электронная орбиталь
водорода почти свободна. В связи с последним возникает возможность
образования межмолекулярной водородной связи Н + – F – ∙∙∙ Н + – F–∙∙∙Н + – F –
∙∙∙ и т.д. за счет свободных электронных пар фтора на последнем
электронном уровне.
Рассмотренный механизм образования связи называется обменным.
Возможно образование ковалентной связи и по донорно-акцепторцному
механизму, когда один из атомов в возбужденном состоянии имеет
неподеленную электронную пару (донор), а другой – свободную орбиталь
(акцептор).
Ионная связь – результат электростатического взаимодействия
противоположно заряженных ионов. Она возникает за счет перехода
валентного электрона с атомной орбитали типичного металла (I, II группы
главной подгруппы) на атомную орбиталь типичного неметалла (VI, VII
группы главной подгруппы). При этом атом типичного металла превращается
в положительно заряженный ион, а атом неметалла приобретает
отрицательный заряд. Между противоположно заряженными ионами
возникает сила электростатического притяжения (ионная связь).
Перешедший электрон металла спаривается с неспаренным электроном
неметалла и оба атома образуют при этом устойчивую восьмиэлектронную
оболочку ближайшего инертного газа. Таким образом, ионную связь можно
рассматривать как частный случай предельно полярной ковалентной связи.
Чем более полярная связь, тем большей долей ионности она характеризуется.
Связь в молекуле KF типично ионная, так как калий – щелочной
металл, а фтор неметалл седьмой группы периодической системы, что
обуславливает предельно большую разницу в электроотрицательностях этих
элементов. Образующаяся электронная пара из неспаренных электронов
калия и фтора фактически полностью принадлежит фтору. На атоме калия
появляется положительный заряд, на атоме фтора отрицательный,
противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу, образуя
прочную ионную связь. Каждый из взаимодействующих атомов приобретает
устойчивую восьмиэлектронную оболочку ближайшего инертного газа:
–
калий – аргона, а фтор – неона:
–1е
2
2
6
2
6
1
+
2
2
6
2
6
19K 1s 2s 2p 3s 3p 4s → 19К 1s 2s 2p 3s 3p ;
–
+1е
9F
1s2 2s2 2p5 → 9F– 1s2 2s2 2p6;
40
K+ + F– → K – F.
Металлическая связь – многоцентровая химическая связь, основанная
на обобществлении внешних электронов атомов металла. В кристалле или
расплаве металла валентные электроны делокализованы и обслуживают весь
металлический образец, обеспечивая его тепло-, электропроводность и
пластичность.
Водородная связь (внутри- или межмолекулярная) возникает за счет
положительно поляризованного атома водорода, связанного с сильно
электроотрицательным атомом, например, фтором, кислородом, серой,
азотом. В первом приближении образование этой связи можно объяснить
электростатическим взаимодействием, а в окончательном варианте эта связь
ближе всего к донорно-акцепторному взаимодействию. Например:
Н + – F – + Н + – F – → Н + – F – ∙∙∙ Н + – F – ,
H–O–H + H–O–H→ H–O∙∙∙Н–O
и т.д.,
|
|
Н
Н
где (···) – водородная связь.
Водородная связь значительно слабее ковалентной связи, но ее
образование объясняет особые свойства веществ, имеющих такую
связь, например, аномально высокие температуры кипения, плавления и
др.
Химическая связь имеет энергетические и геометрические
характеристики: энергию, длину, дипольный момент, полярность,
направленность, насыщаемость, поляризуемость. Характеристики
связи атомов в молекуле определяют строение и свойства веществ,
поэтому знание механизмов и способов образования химической связи
является важнейшей задачей химии.
Тестовые задания для самоподготовки
1. Укажите соединение, в котором реализуется связь, образованная по
донорно-акцепторному механизму ...
○ 1) аммиака
○ 2) молекула азота
○ 3) молекула хлороводорода
○ 4) хлорида аммония
2. Для простых веществ характерны следующие типы химической связи…
○ 1) Ковалентная полярная и металлическая
○ 2) Ковалентная неполярная и ионная
○ 3) Ионная и металлическая
○ 4) Ковалентная неполярная и металлическая
3. Сущность обменного механизма образования химической связи состоит в .
○ перекрывании двух свободных орбиталей двух атомов
○ перекрывании одноэлектронных орбиталей взаимодействующих атомов
41
○ перекрывании любых электронных орбиталей
○ перекрывании двухэлектронной орбитали одного атома и свободной
орбитали другого атома
4. Наибольшей степенью ионности характеризуется химическая связь в
соединениях…
○ 1) NH3
○ 2) BN
○ 3) Li3N
○ 4) NO2
5. Донором является частица предоставляющая …
○ 1) электрон
○ 2) пару свободных орбиталей
○ 3) свободную орбиталь
○ 4) пару электронов
Литература: [1 – гл. 2, §§ 2.1– 2.3]; [2 – гл. IV, §§ 38 – 42, 46, 47].
Лекции 3-4.
Тема: ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
План лекции:
1. Химическая термодинамика. Основные понятия.
2. Термодинамические параметры состояния системы и процесса.
3. Внутренняя энергия, энтальпия.
4.Термохимия. Закон Г.И. Гесса и его следствия.
5. Энтропия, энергия Гиббса, изменение при химических процессах.
6. Энтропия и энергия Гиббса как критерий самопроизвольного протекания
процессов.
Термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций,
направление их самопроизвольного протекания. Объекты, с которыми имеют
дело в химической термодинамике, обычно называют термодинамическими
системами – это совокупность тел, находящихся во взаимодействии,
мысленно или реально отделенных от окружающей среды. Изолированными
называются системы, которые с окружающей средой не обмениваются ни
энергией, ни веществом. Системы, обменивающиеся с окружающей средой
только веществом, называются закрытыми. Если система обменивается со
средой энергией и веществом, то её называют
открытой.
Термодинамические свойства системы выражаются функциями cостояния:
внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S и энергия Гиббса G. Как
правило, при химических реакциях энергия выделяется или поглощается в
виде теплоты. Тепловым эффектом химической реакции (Q) называется
изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при
условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы
расширения. При постоянном давлении тепловой эффект реакции равен
изменению энтальпии (ΔН). Реакция, в ходе которой теплота поглощается,
42
называется эндотермической (ΔH > 0). Если в результате реакции теплота
выделяется, то реакция называется экзотермической (ΔH < 0). Основной
закон термохимии – закон Г.И. Гесса: тепловой эффект реакции не зависит
от пути реакции, а зависит от природы и состояния исходных веществ и
продуктов реакции. Закон Гесса строго соблюдается для процессов,
протекающих в изобарно-изотермических условиях, он позволяет проводить
термохимические расчеты химических процессов. Следствие закона Гесса:
тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции равен сумме энтальтий
образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования
исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Тепловой эффект реакции
аА + вВ → сС + dD, протекающей в
стандартных условиях, рассчитывается по уравнению
ΔН0 =(с∙ΔfН0С +d∙ΔfН0D) –(а∙ΔfН0А + в∙ΔfН0В),
(3.1)
0
где ΔН – тепловой эффект реакции при стандартных условиях;
ΔfН0 – стандартные энтальпии образования веществ, участвующих в
реакции;
а, в, с, d – стехиометрические коэффициенты.
Стандартной энтальпией образования (ΔfН0) называют тепловой
эффект образования 1 моля сложного вещества из соответствующих
простых, устойчивых
при температура 298 К и давление 101 кПа.
Стандартные энтальпии образования приведены в таблице 3.1.
Процессы, которые протекают без затраты работы извне, называются
самопроизвольными. Энтропия – это энергетическая мера беспорядка в
системе, которая создается за счет хаотического движения частиц.
В изолированных системах самопроизвольно идут процессы, которые
сопровождаются увеличением энтропии (ΔS > 0). При проведении процесса в
стандартных условиях изменение энтропии (ΔS0) вычисляется по уравнению
ΔS0 = Σ ν · S0прод.реак - Σ ν ∙ S0исх.в-в
(3.2)
или для реакции, общий вид которой представлен ранее,
ΔS0 = (с∙S0С +d∙S0D) – (а∙S0А + в∙S0В),
(3.3)
0
где S – стандартные энтропии веществ, участвующих в реакции;
а, в, с, d – стехиометрические коэффициенты.
Критерием самопроизвольности протекания процесса в закрытой
системе в изобарно-изотермических условиях является энергия Гиббса (G).
Изменение энергии Гиббса (ΔG0) в ходе процесса в стандартных условиях
рассчитывается по формуле
ΔG0 = ΔH0 – T∙ΔS0
(3.4)
Если ΔG < 0, то процесс протекает самопроизвольно; если ΔG > 0, то
самопроизвольно процесс протекать не может; если ΔG = 0, то система
находится в состоянии термодинамического равновесия.
Тестовые задания для самоподготовки
43
1. Пользуясь табличными данными, рассчитайте стандартную энтальпию
образования MgSO4(кр.), если тепловой эффект реакции
CaSO4(кр.) + Mg(OH)2(кр.) → MgSO4(кр.) + Ca(OH)2(кр.)
равен +108,9 кДж.
Возможно ли самопроизвольное протекание данного процесса в
неизолированной системе в изобарно-изотермических условиях. Ответ
подтвердите расчетом
(S0MgSO4(кр.) = 112,5 Дж/моль∙К).
Сформулируйте закон Гесса.
2. В соответствии с термохимическим уравнением реакции
CH4(г) + 2O2(г) ↔ CO2(г) + 2H2O(г), ΔrH = - 802 кДж
для получения 500 кДж теплоты необходимо сжечь ______ литра(ов) (н.у.)
метана.
○ 1) 56
○ 2) 28
○ 3) 14
○ 4) 42
Возможно ли самопроизвольное протекание данного процесса в
неизолированной системе в изобарно-изотермических условиях. Ответ
подтвердите расчетом, воспользовавшись табличными данными.
3. Энтальпия образования H2S(г) равна -21 кДж/моль. При взаимодействии
16 г серы и 1,2 л водорода выделяется _____ кДж теплоты.
○ 1) 42
○ 2) 21
○ 3) 10,5
○ 4) 5,25
Возможно ли самопроизвольное протекание данного процесса в
изолированной системе в изобарно-изотермических условиях. Ответ
подтвердите расчетом Ответ подтвердите расчетом, воспользовавшись
табличными данными.
4. При получении 2 моль этанола, согласно термохимическому уравнению
C2H4(г) + Н2O(ж) ↔ C2Н5ОН (ж), ΔrH0 = - 44 кДж, выделяется ________кДж
теплоты.
○ 1) 88
○ 2) 66
○ 3) 44
○ 4) 22
5. Возможно ли самопроизвольное протекание данного процесса в
неизолированной системе в изобарно-изотермических условиях. Ответ
подтвердите расчетом, воспользовавшись табличными данными.
Лекции 4 - 5.
Тема: ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. РАВНОВЕСИЕ.
План лекции
1. Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах.
44
2. Закон действия масс. Константа скорости реакции.
3.Зависимость скорости реакции от температуры.
4.Энергия активации химических реакций. Кинетика гетерогенных
процессов. Катализ и катализаторы.
5. Обратимые и необратимые реакции. Константа химического равновесия.
6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье и его
практическое значение.
Химическая кинетика изучает скорость реакций и механизм их
протекания. Реакции делятся на гомогенные и гетерогенные. Гомогенными
называются реакции, которые протекают в однородной среде (в одной фазе).
Гетерогенными – такие реакции, которые протекают на границе раздела фаз,
например, твердой и жидкой, твердой и газообразной.
Средняя скорость гомогенных реакций (υi) определяется изменением
концентрации одного из реагентов (Δci), участвующих в реакции, за единицу
времени (Δτ):
υi = ± Δci/Δτ.
(1)
Скорость реакции величина положительная, поэтому если о скорости
судим по изменению концентрации исходных веществ, по перед дробью
ставится минус.
Средняя скорость гетерогенных реакций определяется изменением
количества реагента (Δνi), за единицу времени (Δτ) на единице реакционной
поверхности (S):
Δνi
.
(2)
υi  
Δτ  S
В химическое взаимодействие вступают только активные молекулы, то
есть молекулы, обладающие энергией активации. Энергией активации Еа
данной реакции называется минимальная избыточная энергия (по сравнению
со средней величиной), которой должны обладать молекулы для того, чтобы
их столкновение было результативным, т.е. привело к образованию новых
веществ. Скорость реакции тем больше, чем меньше энергия активации
процесса.
Важнейшими внешними факторами, влияющими на скорость реакции,
являются концентрация, температура, давление, площадь реакционной
поверхности (для гетерогенных реакций), катализатор.
Зависимость скорости реакции от концентрации выражается
законом действия масс, открытым К. Гульдбергом и П. Вааге: при
постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна
произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их
стехио-метрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Для гомогенной реакции аА + bВ → dD, протекающей в одну стадию,
математическое выражение закона действующих масс – кинетическое
уравнение – имеет вид
υ  kc Aa cBb ,
(3)
45
где k – константа скорости реакции; сА и сВ – концентрации реагирующих
веществ; а и b – стехиометрические коэффициенты.
Константа скорости реакции численно равна скорости реакции при
концентрации реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Её величина зависит
от природы реагирующих веществ и температуры.
В случае гетерогенной реакции в уравнение закона действия масс
входят концентрации веществ, находящихся в газообразной или жидкой
фазе. Концентрация веществ в твердой фазе на единице поверхности
является постоянной величиной и входит в константу скорости.
Например, для реакции горения угля
С(кр) + О2(г) → СО2(г)
кинетическое уравнение должно быть записано так:
υ  k cO 2 ,
(4)
то есть скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода.
Давление оказывает влияние на скорость только тех реакций, в
которых участвуют вещества, находящиеся в газообразном состоянии.
Кинетическое уравнение для таких реакций имеет вид
b
υ  k   p aA p B
(5)
где k  – константа скорости реакции; pА и рВ – парциальные давления
реагирующих веществ; а и b – стехиометрические коэффициенты.
Скорость реакции зависит от температуры. Согласно правилу
Вант-Гоффа при изменении температуры на каждые 10 оС скорость реакции
изменяется в 2 – 4 раза (эту величину называют температурным
коэффициентом реакции).
Математически эта зависимость выражается уравнением
t1
υt2 t210
γ
,
υt1
(6)
где t1 и t2 – начальная и конечная температура соответственно; υt – скорость
1
реакции при t1, υt 2 – при t2; γ – температурный коэффициент скорости
реакции.
Химические реакции делятся на необратимые и обратимые.
Особенность обратимых реакций состоит в том, что они в зависимости от
условий могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Если в
системе скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, то такое
состояние системы называют химическим равновесием.
Состояние равновесия системы при постоянной температуре
характеризуется константой равновесия K, которая равна отношению
произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению
равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их
стехиометрическим коэффициентам (закон действия масс для обратимых
реакций). Для гомогенной реакции общего вида
46
аА + bВ  dD
выражение для константы равновесия имеет вид
[D] d
K
,
[A] a [B] b
(7)
где [А], [В], [D] – равновесные концентрации реагирующих веществ и
продукта реакции.
Величина константы равновесия K, как и константа скорости, зависит
от природы реагентов и температуры.
В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия
входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газообразном
или жидком агрегатном состоянии.
Если параметры системы (температура, давление, концентрация
реагентов) не изменяются, то система может находиться в состоянии
равновесия неопределенно долго. Изменение хотя бы одного из этих
параметров приведёт к тому, что прежнее состояние равновесия нарушится и
установится новое состояние равновесия.
Направление
смещения
равновесия
выражается
принципом
Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее
воздействие, то равновесие сместится в сторону уменьшения этого
воздействия.
Основные факторы, влияющие на состояние химического равновесия, –
концентрация веществ, температура, давление.
1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое
равновесие.
Как видно из табл.1, изменение концентрации любого из участников
реакции приводит к смещению равновесия в сторону течения той реакции,
которая противодействует этому изменению.
Таблица 1
Направление смещения химического равновесия при изменении
концентрации реагирующих веществ
Изменение концентрации
Направление смещения
равновесия
исходных веществ продуктов реакции
увеличение
уменьшение
в сторону течения прямой реакции
уменьшение
увеличение
в сторону течения обратной реакции
2. Влияние температуры на химическое равновесие.
При нагревании системы равновесие сместится в сторону протекания
эндотермического процесса, т.е. процесса, идущего с поглощением теплоты,
при охлаждении  в сторону протекания экзотермического процесса, т.е.
процесса, идущего с выделением теплоты.
3. Влияние давления на химическое равновесие.
Внешнее давление влияет только на те равновесные системы, в
которых участвует хотя бы одно газообразное вещество и число молей
47
исходных газообразных веществ и газообразных продуктов реакции
неодинаково (табл.2).
Таблица 2
Направление смещения химического равновесия при изменении
внешнего давления
Изменение давления
Направление смещения равновесия
В сторону меньшего числа молей
Увеличение
газообразных веществ
Уменьшение
В сторону большего числа молей
газообразных веществ
Тестовые задания для самоподготовки
1. Если увеличить давление в 10 раз, то скорость прямой реакции
H2(г) + Br2(г)↔2HBr(г), при условии ее элементарности, увеличится в ____ раз.
○ 1) 50
○ 2) 100
○ 3) 20
○ 4) 5
Ответ подтвердите расчетом.
2. Количественное влияние температуры на скорость химической реакции
выражается …
○ 1) правилом Вант Гоффа
○ 2) законом действующих масс
○ 3) законом Гесса
○ 4) законом Рауля
Напишите его математическое выражение.
3. При уменьшении объема системы в 2 раза скорость химической реакции
2NO + O2 = 2NO2 …
○ 1) уменьшится в 8 раз
○ 2) увеличится в 8 раз
○ 3) увеличится в 6 раз
○ 4) уменьшится в 2 разa
Ответ подтвердите расчетом.
4. Если температурный коэффициент реакции карбоната магния с кислотой
равен 3 и при температуре 25оС она заканчивается за 36 минут, то при
температуре 45оС время завершения будет равно _______ минут(ы).
○ 1) 6
○ 2) 3
○ 3) 4
○ 4) 8.
Ответ подтвердите расчетом.
48
5. При увеличении концентрации кислорода в реакции в 3 раза скорость
реакции
2Н2S(г) + 3О2(г) → 2SО2(г) + 2Н2О(г) увеличится в ___ раз.
○ 1) 27
○ 2) 81
○ 3) 18
○ 4) 9.
Ответ подтвердите расчетом.
Равновесие и его смещение
1. Для смещения равновесия в системе H2(г) + S(т) ↔ H2S(г), ΔrH = -21 кДж
в сторону образования сероводорода необходимо …
○ 1) Понизить давление
○ 2) Понизить температуру
○ 3) Ввести катализатор
○ 4) Повысить давление.
Ответ поясните. Напишите выражение для константы равновесия. Укажите,
от каких факторов она зависит.
2. Для увеличения выхода аммиака по уравнению реакции
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г), ΔrH < 0 необходимо…
○ 1) Понизить температуру
○ 2) Понизить концентрацию азота
○ 3) Повысить концентрацию NH3
○ 4) Понизить давление.
Ответ поясните. Напишите выражение для константы равновесия. Укажите,
от каких факторов она зависит.
3. Для смещения равновесия в системе MgO(т) + CO2(г) ↔ MgCO3(т), ΔrH <
0
в сторону продуктов реакции необходимо …
○ 1) Понизить давление
○ 2) Понизить температуру
○ 3) Ввести катализатор
○ 4) Ввести ингибитор.
Ответ поясните. Напишите выражение для константы равновесия. Укажите,
от каких факторов она зависит.
4. Для увеличения выхода продуктов реакции FeO(т) + H2(г) ↔ Fe(т) + H2O(г),
ΔrH0 > 0, необходимо…
○ 1) Повысить температуру
○ 2) Повысить давление
○ 3) Понизить давление
○ 4) Понизить температуру.
5. Ответ поясните. Напишите выражение для константы равновесия.
Укажите, от каких факторов она зависит.
49
Литература: [1 – гл.5, § 5.5; гл. 6, § 6.1; гл. 7, §§ 7.1–7.3]; [2 – гл.VI,
§§57 – 61, 63].
Лекции 6-8.
Тема: ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. РАСТВОРЫ.
План лекции:
1. Дисперсные системы гетерогенные и гомогенные.
2. Способы выражения количественного состава растворов: массовая
концентрация, молярная, массовая и объемная доли, молярная и моляльная
концентрации, молярная концентрация эквивалентов.
3. Коллигативные свойства растворов.
4.Давление насыщенного пара. Закон Рауля. Понижение температуры
замерзания растворов. Повышение температуры кипения растворов.
5. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Растворы – это термодинамически устойчивые однофазные системы
переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.
Растворы могут быть жидкими, твердыми и газообразными. В
строительном производстве приходится иметь дело с жидкими растворами и
дисперсными системами с дисперсионной средой в виде раствора, например,
в «строительных растворах». Многие вяжущие материалы и металлические
сплавы являются твердыми растворами.
Условно компоненты раствора делят на растворитель (обозначают
буквой А) и растворенное вещество (обозначают буквой В). Растворителем
считают тот компонент, который существует в том же агрегатном состоянии,
что и раствор, или которого в растворе больше. При растворении в жидкости
газов или твердых веществ растворителем всегда является жидкость.
Одной из важнейших характеристик раствора является его состав
(концентрация компонентов). Концентрацией вещества в растворе
называют количество, массу или объем растворенного вещества в
определенной массе или объеме раствора или растворителя.
В производстве для выражения концентрации чаще всего используют
массу вещества, в химии – количество вещества. Массу вещества,
растворителя или раствора выражают в г или кг, объем – в л (дм3) или в м3,
количество вещества – в молях.
Массовая концентрация растворенного вещества сВ [г/л или кг/м3] –
масса растворенного вещества в единице объема раствора:
mВ
сВ 
,
(1)
V р  ра
где mВ – масса растворенного вещества, г;
Vр-ра – объем раствора, л.
50
Массовая доля или процентная концентрация растворенного
вещества ωВ [доли единицы или масс. %] – отношение массы растворенного
вещества к общей массе раствора:
mВ
mВ
В 
 100 
 100 ,
(2)
m р  ра
m А  mВ
где mВ и mА – масса растворенного вещества и растворителя соответственно,
г;
mр-ра – масса раствора, г.
Молярная доля растворенного вещества В (или растворителя А) [доли
единицы или мол. %] – отношение количества растворенного вещества (или
растворителя) в молях к общему количеству вещества и растворителя в
растворе:
В
А
или  А 
,
(4)
В 
 А  В
 А  В
где В и А – количество растворенного вещества и растворителя соответсвенно, моль.
Молярная концентрация вещества сМ (молярность М) [моль/л] –
количество растворенного вещества в 1 л раствора:

mB
сМ  В 
,
(5)
V р  ра M B  V р  ра
где В – количество растворенного вещества, моль;
mB – масса растворенного вещества, г;
MB – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
Vр-ра – объем раствора, л.
Молярная концентрация эквивалентов вещества сэ (нормальность н.)
[моль/л] – число молей эквивалентов вещества в 1 л раствора:
ν
mВ
,
(6)
сэ  э, В 
V р  ра М э, В  V р  ра
где э,В – число молей эквивалентов вещества, моль;
Мэ,В – молярная масса эквивалентов вещества, моль/л;
mB – масса растворенного вещества, г;
Vр-ра – объем раствора, л.
Для однокислотных оснований (NaOH, KOH …), одноосновных кислот
(HCl, HNO3 …) и полученных из них солей (NaCl, KNO3 …) молярная
концентрация эквивалентов равна молярной концентрации сэ = сМ. Для
двухосновных кислот (например, H2SO4) и двухкислотных оснований
(например, Ba(OH)2) сэ = 2 сМ ).
Моляльная концентрация сm (моляльность m) [моль/кг] – число молей
растворенного вещества в 1 кг или 1000 г растворителя:
ν
mB
(7)
сm  B  1000 
 1000 ,
mA
M B  mA
где В – количество растворенного вещества, моль;
51
mВ и mА – масса растворенного вещества и растворителя соответственно, г;
MB – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
1000 – коэффициент перевода г в кг.
Общими или коллигативными свойствами растворов являются
свойства, которые зависят от концентрации растворенных веществ и
практически не зависят от их природы. В полной мере такие свойства
проявляются в идеальных растворах. В таких растворах отсутствует
химическое взаимодействие между компонентами и силы взаимодействия
между одинаковыми и разными молекулами равны. К идеальным растворам
по своим свойствам приближаются только бесконечно разбавленные
растворы неэлектролитов. К общим свойствам разбавленных растворов с
нелетучим растворенным веществом относятся понижение давления
насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры
кипения, понижение температуры замерзания и осмотическое давление.
При испарении жидкости в закрытом сосуде устанавливается фазовое
равновесие между жидкостью и ее насыщенным паром. Пар, находящийся в
равновесии с жидкостью, называется насыщенным, а давление, которое он
оказывает на стенки сосуда, называется давлением насыщенного пара. Если
внести в летучий растворитель А нелетучее вещество В, то над раствором
будут присутствовать только пары растворителя, так как нелетучее вещество
содержится только в жидкости. Молекулы нелетучего растворенного
вещества будут препятствовать испарению из раствора молекул
растворителя. В результате давление насыщенного пара растворителя над
раствором p A всегда будет меньше, чем над чистым растворителем p oA :
p A  p oA .
(8)
Согласно закону Рауля для таких растворов
давление пара
растворителя над раствором равно произведению его молярной доли на
давление насыщенного пара над чистым растворителем:
р А  р оА   А ,
(9)
или, согласно другой формулировке: относительное понижение давления
насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле
растворенного вещества:
р оА  р А
(10)
 В,
р оА
где p A – парциальное давление насыщенного пара растворителя над
раствором,
p oA – давление насыщенного пара чистого растворителя;
А, В – молярные доли растворителя и растворенного вещества,
соответственно, определяемые по формулам (4).
Вследствие понижения давления пара над растворами повышается их
температура кипения Ткип и понижается их температура замерзания
52
о
о
, Т зам
(кристаллизации) Тзам по сравнению с чистым растворителем ( Т кип
).
Любая жидкость закипает тогда, когда давление ее паров равно внешнему
давлению, и замерзает при той температуре, при которой давление пара над
жидкостью становится равным давлению над твердой фазой (кристаллами
растворителя).
Согласно следствиям закона Рауля, повышение температуры кипения
о
∆Ткип = Т кип - Т кип
или понижение температуры замерзания раствора
∆Тзам
о
- Т зам пропорционально моляльной концентрации вещества и не
= Т зам
зависит от его природы:
ΔTкип = Kэ · cm и ΔTзам = Kк · cm
(11)
где Kэ – эбуллиоскопическая постоянная, кг∙К/моль;
Kк – криоскопическая постоянная, кг∙К/моль;
cm – моляльная концентрация растворенного вещества, рассчитываемая
по формуле (4.7), моль/кг.
Значения Кэ и Кк зависят от природы растворителя и не зависят от
природы и концентрации растворенного вещества. Для воды
Kэ = 0,52
кг∙К/моль и Kк = 1,86 кг∙К/моль.
Используя уравнения (11) можно определить молярную массу
вещества. Для этого экспериментально определяют повышение температуры
кипения ∆Ткип (эбуллиоскопия) или понижение температуры замерзания
раствора ∆Тзам (криоскопия). Молярную массу МВ растворенного вещества
рассчитывают с учетом формул (11) и (7) по уравнениям
1000  K к m B
1000  K э m B
или М В 
,
(12)
МВ 


ΔТ зам
mA
ΔТ кип
mA
где mB, mA – массы растворенного вещества и растворителя, соответственно.
Осмос – это самопроизвольное проникновение растворителя в раствор,
отделенный от него полупроницаемой перегородкой, через которую может
поступать растворитель, но не может проходить растворенное вещество.
Количественной характеристикой осмоса является осмотическое давление.
Осмотическое давление – это избыточное давление, которое нужно
приложить к раствору, чтобы прекратился осмос, и в системе установилось
равновесие. Проявляется осмотическое давление только на границе между
раствором и растворителем или двумя растворами с разной концентрацией,
когда эта граница представляет собой полупроницаемую перегородку.
Осмотическое давление раствора пропорционально его концентрации и
температуре и не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от
природы растворителя. Величина осмотического давления определяется по
уравнению Вант-Гоффа:
π = cМ · R · T ,
(13)
где π – осмотическое давление раствора, кПа;
cМ – молярная концентрация раствора, моль/л;
R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 л∙кПа/(моль∙ К);
53
Т – температура раствора, К.
Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются
изотоническими.
Законы Рауля
и
Вант-Гоффа выполняются для предельно
разбавленных растворов неэлектролитов. Если растворенное вещество
электролит, то в
математические выражения вводят поправочный
изотонический коэффициент i.
ΔTкип = i· Kэ· сm ,
ΔTзам = i· Kк · cm ,
π = i ∙ cМ ∙ R ∙ T.
Изотонический коэффициент зависит от природы электролита и его
концентрации.
Тестовые задания для самоподготовки
1. Для приготовления 2 л 0,1 М раствора NаОН требуется _____ г
гидроксида натрия.
1) ○ 40
2) ○ 8
3) ○ 4
4) ○ 10
Ответ подтвердите расчетом.
2. Осмотическое давление раствора этанола с молярной концентрацией
0,5 моль/л при 20 0С равно __________ кПа.
1) ○ 609
2) ○ 1217
3) ○ 83.1
4) ○ 166.2
Ответ подтвердите расчетом.
3. Для приготовления 0,5 л 0,01 М раствора NаОН требуется _____ г
гидроксида натрия
1) ○ 4,0
2) ○ 0,2
3) ○ 0,4
4) ○ 2
Ответ подтвердите расчетом.
4. Молярная масса неэлектролита, раствор 9,2 г которого в 400 г воды
замерзает при температуре − 0,465 0С (К Н2О = 1,86 град · кг/моль), равна
_________ моль/л
1) ○ 46
2) ○ 120
3) ○ 60
4) ○ 92
Ответ подтвердите расчетом.
54
5. В растворе нитрата калия объёмом 0,5 л и концентрацией 0,1 моль/л
содержится ___ грамм (а) вещества
1) ○ 50,5
2) ○ 5,05
3) ○ 10,1
4) ○ 101
Ответ подтвердите расчетом.
Литература: [1 – гл. 4, § 4.1]; [2 – гл. VII, §§ 73, 74].
Лекция 9-10.
Тема: ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ. РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
План лекции:
1. Растворы неэлектролитов и электролитов.
2. Теория электролитической диссоциации.
3. Диссоциация кислот, оснований, солей. Ступенчатая диссоциация.
4. Константа и степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
5. Реакции в растворах электролитов как реакции их ионов. Условия
протекания практически необратимых реакций двойного обмена.
6. Ионное произведение воды. Водородный показатель как характеристика
активности реакции среды.
7. Гидролиз. Гидролиз солей по аниону, катиону, катиону и аниону. Условия
смещения ионных равновесий.
Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых
диссоциируют на ионы и проводят электрический ток. Электролитической
диссоциацией называют распад молекул электролита в растворе на
положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы под
действием полярных молекул растворителя. В результате диссоциации
образуются гидратированные ионы, если растворитель вода, в общем случае
– сольватированные ионы.
Процесс диссоциации количественно характеризуется степенью
диссоциации. Степень электролитической диссоциации α – это отношение
концентрации молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных
молекул:
α = сдисс / собщ,
(1)
где сдисс – концентрация продиссоциировавших молекул, моль/л;
собщ – исходная концентрация раствора, моль/л.
Согласно теории электролитической диссоциации, применимой к
водным растворам, кислотой является электролит, который диссоциирует с
образованием иона Н+ (HNO3, HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4, HMnO4, … ).
55
Электролит, диссоциирующий с образованием ионов ОН–, называют
основанием (LiOH, KOH, NH4OH, Cu(OH)2, …).
Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты,
и как основания:
Н+ + RO‾  ROH  R+ + OH‾
Такие электролиты называются амфотерными электролитами.
(Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3, …).
Электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты в
водных растворах диссоциируют практически нацело (степень диссоциации
α =1) и существуют в растворах в виде гидратированных ионов. Слабые
электролиты в водных растворах диссоциируют частично, имеют степень
диссоциации значительно меньше единицы и в растворах находятся, в
основном, в виде молекул. Многоосновные кислоты и многокислотные
основания диссоциируют ступенчато.
Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, приводящий к
состоянию равновесия, характеризуется константой равновесия
(константой диссоциации Kд). Константа диссоциации – это отношение
произведения концентраций образовавшихся ионов к концентрации
нераспавшихся молекул, зависит от природы вещества и температуры.
Для процесса электролитической диссоциации слабого электролита по
уравнению Ах Вy  хАy+ + yВx‾ выражение для константы диссоциации
имеет вид:
[ A y  ] x  [ B x ] y
Kд 
.
(2)
[ Ax B y ]
Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит
изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются
ионообменными или реакциями двойного обмена.
Условиями протекания практически необратимых химических реакций
двойного обмена в растворах электролитов является образование между
ионами одного электролита с ионами другого:
- малорастворимых соединений (осадки);
- малодиссоциирующих веществ (слабые электролиты);
- газов.
Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций двойного
обмена отражают состояния электролитов в растворах. В этих уравнениях
сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью
диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты,
малорастворимые или труднорастворимые и газообразные вещества
записывают в молекулярной форме. В сокращенном ионно-молекулярном
уравнении одинаковые ионы из обеих его частей исключаются. При
составлении ионно-молекулярных уравнений сумма зарядов ионов в левой и
правой части уравнения должна быть равна.
Вода является слабым электролитом, молекулы воды в незначительной
степени диссоциируют на ионы: H2O  H+ + OH‾
56
Ионное произведение воды KW
KW = [H+] · [OH-] = 10‾14.
(3)
Эта величина является постоянной для данной температуры (295 К) и
увеличивается с ростом температуры.
Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный
логарифм концентрации ионов водорода:
рН = – lg [H+] и [H+] = 10‾pH
(4)
Водородный показатель рН (табл.1) характеризует среду водного
раствора (нейтральная, кислая, щелочная).
Таблица 1
+
Значения равновесных концентраций ионов H и рН в различных средах
Соотношение
Значения
Реакция среды
концентраций
концентрации H+,
рН
+
–
H и OH
моль/л
+
–
Нейтральная
[H ] = [OH ]
[H+] = 10‾ 7
7
+
–
+
7
Кислая
[H ] > [OH ]
[H ] > 10‾
<7
+
–
+
7
Щелочная
[H ] < [OH ]
[H ] < 10‾
>7
Соли при растворении в воде могут подвергаеться гидролизу, в
результате, как правило, происходит изменение рН. Гидролиз соли – это
процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды, в результате которого
происходит связывание ионов воды (Н+ и ОН–) ионами соли
в
малодиссоциирующие соединения. В результате протекания процесса
гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество
ионов Н+ или ОН–, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства.
Таким образом, процесс гидролиза соли обратен процессу взаимодействия
кислот и оснований. Гидролизу не подвергаются соли, образованные
сильными кислотами и основаниями, например, KCl.
При растворении соли в воде происходит её электролитическая
диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаимодействовать с
водой. Гидролизу подвергаются ионы слабых электролитов. Если катион
соли является остатком слабого основания, то в результате взаимодействия с
водой образуется слабое основание (соль гидролизуется по катиону). Если
анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется
слабая кислота (соль гидролизуется по аниону).
Гидролиз по катиону. Хлорид аммония NH4Cl образован слабым
основанием NH4OH и сильной кислотой HCl. При растворении соль вступает
в обменное взаимодействие с водой. Напишем молекулярное и ионномолекулярные уравнения гидролиза данной соли
NH4Cl + HOH  HCl + NH4OH;
слабый
слабый
электролит
электролит
+
+
NH4 + Cl‾+ HOH  NH4OH + H + Cl‾;
NH4+ + HOH  NH4OH + H+.
57
В данном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так
как слабый электролит Н2О является одним из исходных веществ, и слабое
основание NH4OH – один из продуктов реакции.
Таким образом, гидролиз солей относится к обратимым реакциям и
протекает тем полнее, чем более слабым электролитом будет кислота или
основание, образовавшие соль. Причиной гидролиза, то есть веществами,
смещающими равновесие гидролиза в сторону образования продуктов
реакции, являются слабые кислоты и основания.
В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе
накапливаются свободные ионы Н+ и реакция среды становится кислой.
Раствор данной соли окрасит лакмус и универсальный индикатор в красный
цвет.
Гидролиз по аниону. Нитрит натрия NaNO2 образован слабой кислотой
HNO2 и сильным основанием NaOH. Уравнения гидролиза нитрита натрия
выглядят так:
NaNO2 + HOH  NaOH + HNO2;
слабый
слабый
электролит
электролит
+
Na + NO2‾ + HOH  Na+ + OH‾ + HNO2;
NO2‾ + HOH  OH‾ + HNO2.
Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие
накопления свободных ионов ОН ˉи выполнения условия СН+ < СОНˉ.
Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO2. Таким
образом, NaNO2 гидролизуется по аниону, раствор нитрита натрия окрасит
фенолфталеин в малиновый цвет, лакмус, метилоранж и универсальный
индикатор − в красный цвет.
Гидролиз по катиону и аниону. Нитрит аммония образован слабым
основанием NH4OH и слабой кислотой HNO2. При взаимодействии с водой
образуются данные слабые электролиты:
NH4 NO2 + НОН  NH4OH + HNO2;
слабый
слабый
слабый
электролит электролит электролит
NH4+ + NO2‾ + НОН  NH4OH + HNO2.
В данном случае рН среды меняется незначительно, т.к. СН+ ≈ СОН–.
NH4NO2 гидролизуется как по катиону, так и по аниону.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием,
гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:
NaCl + HOH  NaOH + HCl;
слабый
электролит
Na+ + Cl‾ + HOH  Na+ + OH– + H+ + Cl‾;
HOH  H+ + OH‾ .
58
Константа диссоциации кислоты и основания, образующих соль,
определяет степень смещения ионно-молекулярного равновесия в сторону
продуктов гидролиза.
Полнее протекает гидролиз тех солей, которые образованы кислотами и
основаниями с меньшей константой диссоциации.
В растворе устанавливается равновесие между солью и образующими её
кислотой и основанием.
Процесс гидролиза соли сопровождается поглощением теплоты. В
соответствии с правилами смещения химического равновесия нагревание
раствора соли усиливает гидролиз соли. Разбавление раствора водой также
способствует протеканию гидролиза, так как увеличивается число ионов H+
и OH¯, взаимодействующих с ионами соли. Если реакция среды раствора
кислая, то уменьшить гидролиз можно добавлением сильной кислоты
(увеличивается концентрация продуктов реакции и равновесие смещается в
сторону исходных веществ), а усилить – добавлением щёлочи (ионы Н+
связываются ионами ОН¯ в слабый электролит Н2О, что вызывает
уменьшение концентрации продуктов реакции и смещение равновесия в
сторону их образования). В случае щелочной среды добавлением кислоты
гидролиз усиливается, а добавлением щёлочи – уменьшается.
Тестовые задания для самоподготовки
1. Химическое взаимодействие возможно между растворами веществ…
1) ○ LiCl и KOH
2) ○ NH4Cl и KOH
3) ○ BaCl2 и KOH
4) ○ NaCl и KOH
Напишите молекулярное, полное и сокращенное ионно-молекулярные
уравнения.
2. Раствор гидроксида бария имеет рН = 12, его концентрация в растворе при
100 % -ной диссоциации (α = 1) равна _____ моль/л
1) ○ 0,05
2) ○ 0,001
3) ○ 0,005
4) ○ 0,01
Ответ подтвердите расчетом.
3. При помощи фенолфталеина можно различить растворы солей
1) ○ Ba(NO3)2 и NaCl
2) ○ FeCl3 и Na2SO3
3) ○ FeCl2 и AlBr3
4) ○ KNO3 и NaBr
Подтвердите ответ, написав ионно-молекулярное и молекулярное уравнение
гидролиза солей.
59
4. Левая часть сокращённого ионно-молекулярного уравнения
… → Mg2+ + H2O + CO2 имеет вид
1) ○ MgCO3 + H2CO3 →
2) ○ Mg2+ + HCO3ˉ + H+ →
3) ○ MgCO3 + 2 H+ →
4) ○ Mg2+ + CO32ˉ + 2 H+ →
Докажите, написав молекулярное, полное и сокращенное ионномолекулярные уравнения для выбранного ответа.
5. Раствор 0,1 М соляной кислоты при 100% её диссоциации имеет рН
равный…
1) ○ 1
2) ○ 7
3) ○ 13
4) ○ 14
Ответ подтвердите расчетом.
6. Гидролизу по катиону и аниону подвергается соль, формула которой…
1) ○ FeSO3
1) ○ Na2SiO3
3) ○ Na2CO3
4) ○ NaCl
Напишите ионно-молекулярное и молекулярное уравнение её гидролиза.
7. Химическое взаимодействие возможно между растворами веществ…
1) ○ Na2SO4 и HCl
2) ○ Na2SO3 и KCl
3) ○ ZnCl2 и KOH
4) ○ ZnCl2 и KNO3
Напишите молекулярное, полное и сокращенное ионно-молекулярные
уравнения.
8. Раствор серной кислоты имеет рН = 1. При 100 % -ной диссоциации
(α = 1) концентрация кислоты в растворе равна _____ моль/л
1) ○ 0,5
2) ○ 0,001
3) ○ 0,05
4) ○ 0,01
Ответ подтвердите расчетом.
9. Гидролизу по аниону подвергается соль, формула которой…
1) ○ FeSO4
1) ○ Na2SiO3
3) ○ Na2CO3
4) ○ NaCl
60
Напишите ионно-молекулярное и молекулярное уравнение её гидролиза.
Литература: [1 – гл. 8, §§ 8.3 – 8.6]; [2 – гл. VII §§ 81 – 88].
Лекция 11. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
План лекции:
1. Сущность понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель,
процесс окисления и восстановления.
2. Типы окислительно-восстановительных реакций.
3. Правила расчета коэффициентов в схемах окислительновосстановительных процессов.
4. Типичные окислители и восстановители, вещества с двойственной
природой.
Понятие степень окисления введено для характеристики состояния
атома в соединении. При определении степени окисления предполагают, что
в
соединениях
валентные
электроны
переходят
к
более
электроотрицательным атомам, потому соединения состоят только из
положительно и отрицательно заряженных ионов. В действительности
полного смещения электронной пары от одного атома к другому не
происходит. Однако понятие «степень окисления» очень полезно для
классификации веществ, составления химических формул соединений и
нахождения стехиометрических коэффициентов уравнений химических
реакций.
Степень окисления – это условный заряд атома в соединении,
вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов.
Степень окисления может иметь положительное, отрицательное,
нулевое и даже дробное значение, которое обычно принято указывать
арабской цифрой сверху символа элемента со знаком «+» или «–» перед
цифрой.
Все химические реакции можно разделить на 2 группы:
1. Обменные реакции – это реакции, при которых происходит лишь
рекомбинация ионов или атомов, но степень их окисления не изменяется.
+1 -1 +1 -2 +1
+1 -1
+1 -2
H Cl + Na O H → Na Cl + H2 O
+2 -1
+1 +6 -2
+2 +6 -2
Ca Cl2 + Na2 SO4 → Ca SO4↓ + 2Na Cl
+1 -1
2. Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, при которых
происходит изменение степени окисления атомов реагирующих веществ.
+1 +7 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -1
+1 -2
2K Mn O4 +16H Cl → 2Mn Cl2 + 5Cl2 + 2K Cl + 8H2O
61
-2 +1 -2 +1
0
+4 -2
C2 H5OH + 3O2 → 2C O2 + 3H2 O
Окислители и восстановители
+1 -2
Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Восстановление – процесс присоединения электронов атомом,
молекулой или ионом.
Окислитель – это частица, присоединяющая электроны. Окислитель
в ходе реакции восстанавливается, степень окисления его понижается.
Восстановитель – это частица, отдающая электроны. Восстановитель
в ходе реакции окисляется, степень его окисления увеличивается.
ВОССТАНОВЛЕНИЕ
понижение степени окисления
… - 3 -2 -1 0 1 2 3 …
повышение степени окисления
ОКИСЛЕНИЕ
Рисунок. Схема процессов окисления и восстановления
Рассмотрим эти положения на примере реакции цинка с соляной
кислотой.
0
+1 -1
+2 -1
0
Zn + 2H Cl → Zn Cl2 + H2
0
+2
окисление Zn –2e → Zn; Zn − восстановитель;
+1
0
+
восстановление 2H + 2e→ H2; H − окислитель.
Окисление и восстановление – стадии одного процесса, они всегда
взаимосвязаны. Окислители и восстановители могут быть как простыми
веществами, т. е. состоящими из одного элемента, так и сложными.
Только окислительные свойства проявляют:
1) свободные F2 и O2 (атомы этих элементов обладают наибольшей
электроотрицательностью 4,0 и 3,5 соответственно и поэтому могут только
присоединять электроны);
2) атомы элементов в составе простых (H+, K+, Cu2+, Al3+) и сложных ионов
+5 +6
+6
+7
22NO3, SO4 , Cr2O7 , MnO4– , имеющие высшую положительную степень
окисления. Эти атомы уже отдали все валентные электроны другим более
электроотрицательным атомам и могут только присоединять электроны.
62
Высшая положительная степень окисления соответствует номеру группы,
в которой находится элемент в периодической системе.
Только восстановительные свойства проявляют:
1) атомы металлов в свободном состоянии (K, Ca, Zn, Al), потому что они
обладают малой электроотрицательностью и, следовательно, могут только
отдавать электроны;
2) атомы неметаллов, имеющие низшую отрицательную степень окисления
S2-, Cl–, N-3H3 . Эти атомы имеют полностью заполненный валентный
уровень, поэтому не могут больше присоединять электроны, а способны
только отдавать их. Низшую отрицательную степень окисления атома
элемента можно рассчитать по формуле (8 – № группы).
Атомы, имеющие в соединениях промежуточные степени окисления,
могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К
ним относятся:
+4
+4 +4
2+
MnO2, SO2, NO2, Fe .
Типы окислительно-восстановительных реакций
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные реакции – степень окисления изменяют атомы,
входящие в состав разных исходных веществ:
0
+3 -2
+3 -2
0
2Al + Cr2 O3 → Al2 O3 + 2Cr
2. Внутримолекулярные реакции – атомы, изменяющие степень
окисления, входят в состав одного соединения:
+1 +5 -2
+1 -1
0
2K ClO3 → 2K Cl + 3O2
1. Реакции диспропорционирования – атомы одного элемента проявляют
свойства окислителя и восстановителя:
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций
применяют метод электронного баланса. В основу метода положено
определение степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах
реакции с последующим нахождением числа электронов, отданных
восстановителем и присоединенных окислителем.
Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса
складывается из следующих этапов:
1) записывают формулы исходных веществ и продуктов реакции;
2) определяют степени окисления атомов элементов в исходных
веществах и продуктах реакции;
63
3) находят элементы, которые повышают и понижают степени
окисления, и выписывают их отдельно, с указание степени их окисления;
4) определяют число электронов, отданных восстановителем и
принятых окислителем;
5) составляют электронный баланс, выставляя за вертикальной чертой
соответствующие множители (крест-накрест). С учетом множителей
число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу
электронов, принятых окислителем;
6) суммируют правые и левые части уравнений, умножая их на
множители за вертикальной чертой;
7) проставляют стехиометрические коэффициенты перед окислителем
и восстановителем в молекулярном уравнении реакции;
8) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей
степени окисления.
Тестовые задания для самоподготовки
1. Определите степень окисления азота в следующих соединениях:
NH3, N2H4, N2O, N2O4, N2O5, NH2OH, KNO3, Ca(NO2)2, NH4NO3, (NH4)2S.
2. В каких уравнениях реакций оксид марганца проявляет свойства
окислителя, а в каких восстановителя:
а) 2MnO2+2H2SO4 → 2MnSO4+O2+2H2O
б) 2MnO2+O2+4KOH→ 2K2MnO4+2H2O
в) MnO2+H2 → MnO+H2O
г) 2MnO2+3NaBiO3+6HNO3 → 2HMnO4+3BiONO3+3NaNO3+2H2O
3. Чему равен коэффициент перед окислителем в уравнении реакции
Р + HNO3(конц.) → H3PO4 + NO2 + H2O
1) 5 2) 3 3) 4 4) 1
4. Коэффициент перед восстановителем в уравнении реакции, равен….
KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O
1) 4 2) 2 3) 5 4) 1
5. Укажите, какие из приведенных реакций являются окислительновосстановительными:
1) ZnO + NO → Zn(NO3)2
2) I2 + 2NaOH → NaIO + NaI + H2O
3) KMnO4 + KNO2 + H2O → MnO2 + KNO3 + KOH
Литература: [1 – гл. 9, §§ 9.1]; [2 – гл. VII §§ 81 – 88].
Лекции 12-13.
Тема: ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И
ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ
План лекции:
1. Понятие об электродных потенциалах, механизм их возникновения.
64
2. Зависимость электродных потенциалов от природы электродов
и
концентрации растворов. Определение электродных потенциалов.
3. Ряд напряжений металлов, выводы из него, практическое значение.
4.Гальванические элементы – механизм работы, расчет электродвижущей
силы гальванических элементов.
Если металлическую пластину опустить в воду, то катионы металла на
ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в
жидкость. При этом электроны, остающиеся на металле, заряжают его
поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое
притяжение между перешедшими в жидкость катионами и поверхностью
металла. На границе металл – раствор возникает двойной электрический слой
и устанавливается равновесие:
Ме  Меn+ + nе−.
При погружении металлов в растворы собственных солей наблюдается
два случая: металлы, ионы которых обладают значительной способностью к
переходу в раствор, будут заряжаться отрицательно; малоактивные металлы
будут заряжаться положительно вследствие перехода катионов металла из
раствора на пластину.
Двойной электрический слой характеризуется скачком потенциала –
электродным потенциалом E n  0 .
Me
Me
Стандартным электродным потенциалом металла E 0 n 
Me
Me 0
назы-
вается электродный потенциал, возникающий при погружении металла в
раствор собственной соли с концентрацией (точнее активностью) ионов
1 моль/л, измеренный по отношению к стандартному водородному
электроду, потенциал которого при 25 0С условно принимается равным нулю
( E 0  0 = 0 В).
2H
H2
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
потенциалов E 0 n  0 , получают ряд электрохимической активности или
Me
Me
ряд напряжений металлов.
Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует
его восстановительную способность. Чем более отрицательное значение
электродного потенциала, тем большей восстановительной способностью
обладает данный металл, и тем меньшую окислительную способность
проявляют его катионы. Значения стандартных электродных потенциалов
приведены в таблице.
Выводы из ряда напряжений.
1. Металлы, имеющие отрицательное значение электродного
потенциала (т.е. стоящие в ряду напряжений до водорода), вытесняют его из
растворов кислот, в которых окислителем являются ионы водорода.
Напрамер, никель и медь опущены в раствор разбавленной серной
кислоты. Стандартный электродный потенциал никеля имеет отрицательное
65
значение (Е0Ni2+/Ni0 = - 0,25 В), следовательно, Ni будет вытеснять водород
из раствора кислоты.
Молекулярное уравнение данного процесса: Ni + H2SO4 → NiSO4 + H2.
Электронные уравнения реакций:
Ni0 → Ni2++ 2е-, процесс окисления, Ni0 – восстановитель;
2Н+ + 2е- → Н20, процесс восстановления, Н+ - окислитель.
Стандартный электродный потенциал меди имеет положительное
значение (Е0Cu2+/Cu0 = + 0,34 В), следовательно, Cu не будет вытеснять
водород из раствора кислоты.
Сu + H2SO4→ реакция не идет.
2. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его
соли.
Например, пластины из кобальта (Cо) погружены одна в раствор
сульфата меди (II), другая - сульфата цинка. Кобальт более активный
восстановитель, чем медь, т.к. величина стандартного электродного
потенциала Со (Е0Со2+/Со0 = - 0,28 В) отрицательнее величины стандартного
электродного потенциала Cu (Е0Cu2+/Cu0 = + 0,34В). Кобальт будет
восстанавливать ионы меди (Cu2+) из раствора сульфата меди.
Молекулярное уравнение реакции: Со + CuSO4 → СоSO4 + Cu.
Электронные уравнения реакции:
Со0 → Со2++ 2е- , процесс окисления, Со - восстановитель;
Cu2+ + 2 е- → Cu0, процесс восстановления, Cu2+- окислитель.
Если же кобальтовую Со пластину погрузить в раствор сульфата цинка,
то реакция Со + ZnSО4 не произойдёт. Со менее активный восстановитель
(Е0Со2+/Со0 = - 0,28 В), чем Zn (Е0Zn2+/Zn0 = - 0,76 В), и поэтому не может
восстановить Zn2+.
Величина электродного потенциала E n  0 зависит от природы
Me
Me
металла, концентрации ионов данного металла в растворе и температуры. Эта
зависимость выражается уравнением Нернста. Расчетное уравнение имеет
вид:
0,059
E n 0  E 0 n 0 
lgc n  ,
(1)
Me
Me
Me
Me
Me
n
где E 0 n  0 – стандартный электродный потенциал металла, В;
Me
Me
n – количество электронов, принимающих участие в реакции;
cMe n – концентрация ионов металла в растворе, моль/л.
Гальванический элемент – это устройство, в котором энергия
самопроизвольных
окислительно-восстановительных
процессов
превращается в электрическую. В простейшем случае гальванический
элемент состоит из двух пластин, изготовленных из разных металлов,
которые погружены в растворы собственных солей – электролиты. Металл
(электронный проводник), находящийся в растворе соли (ионный
проводник), называется электродом. Электроды соединены между собой
металлическим проводником, а растворы солей – электролитическим
66
(солевым) мостиком. Процесс окисления (отдача электронов) протекает на
аноде и называется анодным. Процесс восстановления (присоединение
электронов) – на катоде, называется катодным. Анодом всегда является
металл с более отрицательным электродным потенциалом, то есть более
активный. Анод – это отрицательный полюс гальванического элемента, катод
– положительный.
При работе гальванического элемента электроны движутся по внешней
цепи от анода к катоду, а ионы – внутри элемента по электролитическому
мостику. В результате возникает электрический ток, поэтому протекающая
суммарная химическая реакция называется токообразующей.
Рассмотрим работу никель-серебряного гальванического элемента.
Более активный металл в гальваническом элементе является анодом,
менее активный металл - катодом. Стандартный электродный потенциал
никеля Е0Ni2+/Ni0 = - 0,25 В. Катодом в паре с ним может быть металл,
потенциал которого больше, например серебро (Е0Ag+/Ag0 = + 0,80 В).
Электроды поместим в растворы собственных солей – нитраты.
Схема гальванического элемента, состоящего из никелевого и
серебряного электродов, погруженных в растворы собственных солей
(Ni(NО3)2, AgNО3), изображена на рис. 1.
Уравнения электродных процессов:
Анод (Ni): Ni0 → Ni2+ + 2е- , процесс окисления.
Катод (Ag): Ag++ е- → Ag0, процесс восстановления.
Ni
е-
е-
ее-
Ag
Рис. 1
Схема никель-серебряного
гальванического элемента
NO3-
Ni2+
Ni2+, NO3-
Ag+
Ag+, NO3-
Уравнения электродных процессов:
При окислении электроны высвобождаются и по проводнику первого
рода перетекают на катод. В результате этого новые порции никеля
окисляются, а на серебряном электроде (катоде) восстанавливаются ионы
серебра из раствора. Таким образом, концентрация ионов Ni2+ в растворе
увеличивается, ионов Ag+ уменьшается. Это влечет за собой перемещение
67
отрицательно заряженных анионов NO3- от катода к аноду. В ходе работы
гальванического элемента анод разрушается, масса катода увеличивается;
концентрация электролита у анода возрастает, у катода - уменьшается.
Схематично гальванический элемент можно записать следующим
образом: Ni | Ni(NО3)2 || Ag NО3 | Ag.
Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть
получена
при
работе
гальванического
элемента,
называется
электродвижущей силой (ЭДС) элемента:
ε = Екатода – Еанода.
Величину ЭДС рассчитаем по формуле
ε = ЕAg+/ Ag0 - ЕNi2+/ Ni0.
В условиях, отличных от стандартных, отдельный электродный
потенциал электродов вычисляем по уравнению Нернста (1)
0,059
ЕМеn+/ Me0 = Е0Меn+/ Me0 +
lg C Меn+.
n
0,059
Тогда
ЕNi2+/ Ni0 = - 0,25 +
lg 10─1 = - 0,28 В,
2
0,059
ЕAg+/ Ag0 = +0,80 +
lg 10─2 = + 0,74 В.
2
ε = 0,74 – (-0,28) = 1,02 В.
Тестовые задания для самоподготовки
1. При работе гальванического элемента, состоящего из серебряного и
медного электродов, погруженных в 0,01М растворы их нитратов
[Е0(Ag+/Ag) = 0,80 В, Е0(Cu2+/Cu) = 0,34 В], на катоде протекает реакция,
уравнение которой имеет вид…
1) ○ Cu0 – 2e- = Cu2+
2) ○ Ag+ + e- = Ag0
3) ○ Ag0 - e- = Ag+
4) ○ Cu2+ + 2e- = Cu0
Изобразите схему гальванического элемента и укажите направление
движения анионов и электронов. Напишите уравнение анодного процесса.
Приведите формулу для расчета ЭДС.
2. Если гальванический элемент содержит стандартный медный электрод
(Е0 = +0,34 В), то для достижения наибольшего значения ЭДС второй
электрод должен быть изготовлен из …
1) ○ Cd (Е0 = - 0,40 В)
2) ○ Ag (Е0 = + 0,80 В)
3) ○ Zn (Е0 = - 0,76 В)
4) ○ Mg (Е0 = - 2,37 В)
Изобразите схему гальванического элемента, напишите уравнения
электродных процессов и укажите направление движения анионов и
электронов. Приведите формулу для расчета ЭДС.
68
3. При работе гальванического элемента, состоящего из железного и
никелевого электродов, погруженных в 0,01 М растворы их сульфатов, на
катоде будет протекать реакция, уравнение которой имеет вид …
1) ○ Ni2+ + 2e- = Ni0
2) ○ Fe0 – 2e- = Fe2+
3) ○ Ni0 – 2e- = Ni2+
4) ○ Fe2+ + 2e- = Fe0
Изобразите схему гальванического элемента и укажите направление
движения анионов и электронов. Напишите уравнение анодного процесса.
Приведите формулу для расчета ЭДС.
4. При работе гальванического элемента, состоящего из никелевого и
кадмиевого электродов, погруженных в 0,01 М растворы их хлоридов, на
катоде будет протекать реакция, уравнение которой имеет вид …
1) ○ Ni2+ + 2e- = Ni0
2) ○ Cd0 – 2e- = Cd2+
3) ○ Ni0 – 2e- = Ni2+
4) ○ Cd2+ + 2e- = Cd0
Изобразите схему гальванического элемента и укажите направление
движения анионов и электронов. Напишите уравнение анодного процесса.
Приведите формулу для расчета ЭДС.
5. При работе гальванического элемента, состоящего из марганцевого и
цинкового электродов, погруженных в 0,01 М растворы их сульфатов, на
аноде будет протекать реакция, уравнение которой имеет вид …
1) ○ Mn2+ + 2e- = Mn0
2) ○ Zn0 – 2e- = Zn2+
3) ○ Mn0 – 2e- = Mn2+
4) ○ Zn2+ + 2e- = Zn0
Изобразите схему гальванического элемента и укажите направление
движения анионов и электронов. Напишите уравнение катодного процесса.
Приведите формулу для расчета ЭДС.
Литература: [1 – гл. 9, §§ 9.1 – 9.3]; [ 2 – гл. IХ, §§ 98 – 100].
Лекция 14-15.
Тема: КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ
План лекции:
1. Определение коррозии и классификация коррозионных процессов по
механизму протекания, по характеру коррозионной среды и по характеру
разрушения поверхности металла.
2. Сущность химической и электрохимической коррозии.
3. Скорость коррозии и факторы, влияющие на неё.
4. Методы защиты от коррозии: легирование, электрохимические методы,
защитные покрытия, изменение свойств коррозионной среды. Ингибиторы
коррозии.
69
Коррозия – это самопроизвольное разрушение металла в результате
физико-химического взаимодействия его с окружающей средой.
Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный
гетерогенный процесс, происходящий на поверхности
раздела фаз.
Коррозия сопровождается окислением (разрушением) металла, в ходе
которого образуются его оксиды, гидроксиды, соли. По механизму
протекания процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих
электрический ток: атмосфера сухих газов, растворы неэлектролитов.
Сущность химической коррозии сводится к непосредственному
взаимодействию металла с окислителем окружающей среды без
возникновения в системе электрического тока. Процесс окисления и
восстановления
при этом происходит на одних и тех же участках
поверхности металла.
Например, коррозия железа в атмосфере кислорода при высокой
температуре будет протекать по химическому механизму, поскольку среда, с
которой контактирует металл, не проводит электрический ток. Схема
уравнения данного процесса:
Fe0 + O20 → Fe23+O32─.
Это окислительно-восстановительная реакция, так как её участники
изменяют степень окисления. Электронные уравнения:
железо окисляется: Fe0 → Fe3+ + 3е- , Fe0 - восстановитель;
кислород восстанавливается: O20 + 4е- →2O2─, O20 - окислитель.
Молекулярное уравнение реакции
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3.
Характерные особенности химической коррозии:
1. Электроны от восстановителя переходят непосредственно к окислителю;
2. Процесс окисления металла и восстановления окислителя происходит на
одном и том же участке поверхности металла;
3. Процесс коррозии идет без возникновения электрического тока в системе.
Коррозия по электрохимическому механизму
происходит в
электропроводящих средах: во влажной атмосфере и почве, в растворах
электролитов.
Поверхность любого реального металла или сплава энергетически
гетерогенна, то есть имеет участки, различающиеся по химической
активности. В электропроводящей среде это приводит к возникновению и
работе короткозамкнутых гальванических
элементов (коррозионных
элементов). Таким образом, сущность электрохимической коррозии
заключается в возникновении и работе коррозионных элементов.
На более активных участках поверхности металла – анодах – идет
окис-ление металла: Ме0 → Меn+ + nе‾, на менее активных участках
поверхности металла – катодах– идет восстановление окислителя.
Наиболее часто при электрохимической коррозии на катоде
происходит восстановление ионов водорода или кислорода, растворенного в
70
воде. Уравнения электродных процессов на катоде в различных средах
приведены в табл. 1
Таблица 1
Уравнения электродных процессов на катоде в различных средах
Реакция среды Уравнения реакций
Нейтральная
или щелочная О2 + 2Н2О + 4е‾→ 4ОН─
Кислая
2Н+ + 2е‾→ Н2
или
+
О2 + 4Н + 4е‾ → 2Н2О
Примером коррозии по электрохимическому механизму является
коррозия железа с примесью никеля во влажной среде, содержащей
углекислый газ. Углекислый газ взаимодействует с водой и образует слабую
угольную кислоту
СО2 + Н2О → Н2СО3, которая диссоциирует по
уравнению
Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3─. Таким образом, раствор, в котором
находится изделие, будет проводить электрический ток и окислителем в нем
являются
Н+.
Коррозия,
следовательно,
будет
протекать
по
электрохимическому механизму.
Запишем возникший коррозионный элемент:
Fe | H  , HCO3 | Ni .
Железо Fe более активный металл (Е0Fe2+/Fe0 = - 0,44 B), он является
анодом, a Ni - катодом (Е0Ni2+ /Ni0 = - 0,25 В).
Схема электрохимической коррозии железа с примесью никеля в воде,
содержащей углекислый газ, представлена на рис. 1
На поверхности железа (анода) происходит процесс окисления.
Уравнение анодного процесса (анод Fe0) : Fe0 → Fe2+ + 2е- .
2+
Fe
2+
Fe
H+
H+
2+
Fe
HCO3H+
HCO3-
e- e- e-
Fe
─
─
─
Ni
Рис. 1. Схема электрохимической коррозии железа в кислой среде
Железо в виде ионов Fe2+ переходит в раствор, а электроны перетекают
на никель. Поверхность никеля заряжается отрицательно, к ней из раствора
подходят катионы водорода, принимают электроны и восстанавливаются.
71
Уравнение катодного процесса (катод Ni0): 2Н+ + 2е- → Н2.
Характерные особенности коррозии по электрохимическому механизму:
1) коррозия
протекает через сопряженные процессы анодного
окисления металла и катодного восстановления окислителя окружающей
среды;
2) процессы окисления и восстановления происходят на различных
участках поверхности металла;
3) процесс коррозии сопровождается направленным движением
электронов внутри металла, то есть возникновением электрического тока.
На скорость коррозии влияют как внутренние факторы
(неоднородность металла по химическому и фазовому составам, дефекты
кристаллической решетки, наличие примесей и др.), так и внешние (реакция
среды, наличие ионов-активаторов коррозии, агрессивных газов и др.).
Многочисленные методы защиты металлов от коррозии в зависимости
от механизма их действия условно делятся на следующие группы:
а) легирование металлов;
б) защитные покрытия;
в) электрохимическая защита; г) изменение свойств окружающей среды.
Легирование металлов. Повышение коррозионной стойкости металлов
за счет введения некоторых добавок – легирующих компонентов, которые
пассивируют металл, делая его более коррозионностойким. Легирующими
компонентами могут быть хром, вольфрам, никель и др.
Защитные покрытия. Суть метода заключается в изоляции металла от
воздействия агрессивной окружающей среды. Классификация покрытий
представлена на рис. 2.
72
Покрытия
Органические
лаки, масляные краски,
полимеры, жировые смазки
Неорганические
Неметаллические
силикатные эмали; осидные, фосфатные, хроматные, портландцементные
покрытия)
Металлические
Катодные
Анодные
покрытие менее активным
металлом,
чем
защищаемый
покрытие более активным
металлом,
чем
защищаемый
Рис. 2. Классификация защитных покрытий
Изменение свойств коррозионной среды. Сущность метода сводится к
уменьшению концентрации компонентов, опасных в коррозионном
отношении (например, кипячением, барботированием инертного газа,
введение восстановителей). Данный метод применяется, главным образом, в
системах, работающих с постоянным или мало обновляемым объемом
раствора или воздуха.
Кроме того, для защиты от коррозии широко применяют ингибиторы –
вещества, введение которых в небольшом количестве в среду приводит к
значительному уменьшению скорости коррозии металлов. Механизм их
действия весьма разнообразен.
Электрохимическая защита. Данный способ защиты от коррозии
применим в средах с хорошей ионной проводимостью. Классификация и
сущность каждого способа защиты представлена в виде схемы,
изображенной на рис. 3.
73
Рис. 3. Электрохимические способы защиты металлов и сплавов
Тестовые задания для самоподготовки
1. Для защиты медных изделий от коррозии в качестве катодного покрытия
можно использовать …
1) ○ Ag
2) ○ Ni
3) ○ Cr
4) ○ Sn
Напишите электронные уравнения процессов, происходящих при нарушении
выбранного покрытия (среда кислая). По какому механизму протекает
коррозионный процесс?
2. При нарушении покрытия из хрома на железном изделии во влажном
воздухе на катоде будет протекать реакция, уравнение которой имеет вид ...
1) ○ O2 + 2H2O + 4e → 4OH2) ○ Cr0 – 3e → Cr3+
3) ○ Fe2+ + 2e → Fe0
4) ○ Fe0 – 2e → Fe2+
Напишите уравнение анодного процесса. По какому механизму протекает
коррозионный процесс?
3. Для защиты железных изделий от коррозии в качестве анодного покрытия
можно использовать …
74
1) ○ Au
2) ○ Ni
3) ○ Cr
4) ○ Ag
Напишите электронные уравнения процессов, происходящих при нарушении
выбранного покрытия (среда кислая). По какому механизму протекает
коррозионный процесс?
4. При нарушении цинкового покрытия на железном изделии во влажном
воздухе на аноде будет протекать реакция, уравнение которой имеет вид ...
1) ○ O2 + 2H2O + 4e → 4OH2) ○ Zn0 – 2e → Zn2+
3) ○ 2H2O – 4e → O2 + 4H+
4) ○ Fe0 – 2e → Fe2+
Напишите уравнение катодного процесса. По какому механизму протекает
коррозионный процесс?
5. Уравнение процесса, протекающего на аноде при электрохимической
коррозии железа в нейтральной среде, …
1) ○ 2H2O – 4e → O2 + 4H+
2) ○ Fe0 – 2e → Fe2+
3) ○ 2H2O + 2e → H2 + 2OH4) ○ 4OH- - 4e → O2 + 2H2O
Напишите уравнение катодного процесса.
Литература: [1 – гл. 10, §§ 10.1…10.4]; [2 – гл. ХVІ, § 196].
Лекция 16.
МЕТОДЫ ИДЕНТИФИКАЦИЯ ВЕЩЕСТВ И МАТЕРИАЛОВ
План лекции:
1.
Химическая идентификация веществ.
2.
Качественный анализ.
3.
Колличественный анализ. Химические методы анализа.
4.
Инструментальные методы анализа
Наука об определении химического состава веществ, химической
структуры материала, его идентификации называется аналитической химией.
Аналитическая химия развивает общие теоретические основы химического
анализа, разрабатывает методы определения компонентов изучаемого
образца, решает задачи анализа конкретных объектов. Основная цель
аналитической химии – обеспечить в зависимости от поставленной задачи
точность, высокую чувствительность, экспрессность и избирательность
анализа.
Разрабатываются
методы,
позволяющие
анализировать
микрообъекты, проводить локальный анализ (в точке, на поверхности и т.д.),
анализ без разрушения образца (неразрушающий анализ), на расстоянии от
него (дистанционный анализ), непрерывный анализ (например, в потоке), а
также устанавливать, в виде какого химического соединения и в составе
какой фазы существует в образце определяемый компонент (фазовый
75
анализ). Важные тенденции развития аналитической химии – автоматизация
анализов,
особенно
при
контроле
технологических
процессов
(автоматизированный анализ), и математизация, в частности широкое
использование компьютеров.
В зависимости от цели анализа различают качественный анализ и
количественный анализ. Задача первого – обнаружение и идентификация
компонентов анализируемого образца, второго – определение
их
концентраций или масс. Таким образом, под идентификацией понимается
установление, какие и в каком количестве вещества находятся во взятой
пробе.
В зависимости от того, какие именно компоненты нужно обнаружить
или определить, различают изотопный анализ, элементный анализ,
структурно-групповой (в том числе функциональный анализ), молекулярный
анализ, фазовый анализ. По природе анализируемого объекта различают
анализ неорганических и органических веществ. В теоретических основах
аналитической химии существенное место занимает метрология химического
анализа, в том числе статистическая обработка результатов. Важную роль
играет учение об отборе и подготовке аналитических проб, о составлении
схемы анализа и выборе методов, принципах и путях автоматизации и
компьютеризации анализа. Особенностью химического анализа является
изучение не общих, а индивидуальных, специфических свойств и
характеристик объектов, что обеспечивает избирательность аналитических
методов.
Метод анализа – это универсальный, теоретически обоснованный
способ определения состава. Различают методы разделения, определения
(обнаружения) и гибридные методы, сочетающие методы первых двух групп.
Методы определения подразделяют на химические методы анализа
(гравиметрический анализ, титриметрия), физико-химические методы
анализа (электрохимические, фотометрические, кинетические), физические
методы анализа (спектральные, ядерно-физические и др.) и биологические
методы анализа. Практически все методы определения основаны на
зависимости каких-либо доступных измерению свойств веществ от их
качественного и количественного состава.
Эти свойства принято называть аналитическим сигналом. При этом
почти всегда необходимо найти уравнение связи между свойством и
составом, разработать способы регистрации свойства (аналитического
сигнала), устранить помехи со стороны других компонентов, исключить
мешающее влияние различных факторов (например, флуктуации
температуры). Величину аналитического сигнала переводят в единицы,
характеризующие
количество
или
концентрацию
компонентов.
Измеряемыми свойствами могут быть, например, масса, объем,
светопоглощение.
Качественный анализ
76
Под качественным анализом понимают обнаружение компонентов
анализируемых веществ и приблизительную количественную оценку их
содержания в веществах и материалах. Этими компонентами могут быть
атомы и ионы, изотопы элементов и отдельные нуклиды, молекулы,
функциональные группы и радикалы, те или иные фазы. Первоначально
качественный анализ возник как вид органолептического восприятия
продуктов потребления и производства для оценки их качества. Оценивались
внешний вид, запах, вкус, консистенция вещества или материала. В первую
очередь это относилось к лекарственным веществам, для анализа которых
был разработан так называемый мокрый путь, т. е. анализ жидкостей и
растворов. С переходом к производству и применению металлов возник
пробирный анализ, по началу как качественный анализ для определения
подлинности благородных металлов. В дальнейшем он стал методом
приближенного количественного анализа. Одновременно развивались
различные варианты пирохимического качественного анализа для
определения цветных металлов, железа, а также для анализа содержащих
металлы минералов и руд. Качественным аналитическим сигналом при этом
служили внешний вид королька восстановленного металла, окраска
конденсатов выделяющихся летучих продуктов, образование характерно
окрашенных стекол ("перлов") при сплавлении анализируемых веществ с
содой, бурой или селитрой. В основу анализа органических соединений еще
А. Лавуазье положил процессы сожжения с образованием СО2 и Н2О. Далее
этот метод был развит другими учеными на основе тех же пирохимических
процессов и газового анализа, причем качественный анализ тесно слился с
количественным. После открытия изомерии в качественный анализ было
включено изучение химической структуры органических соединений.
Количественный анализ
Количественный анализ – это определение содержания (массы,
концентрации и т.п.) или количественных соотношений компонентов в
анализируемом образце. Определяемыми компонентами могут быть атомы,
молекулы, изотопы, функциональные группы, фазы и т. п. Обычно
количественный анализ основан на использовании зависимости доступных
измерению физических свойств изучаемого объекта или продукта его
преобразования от состава.
Не следует путать метод и методику определения. Под методом
понимают отличный от других способ определения, основанный на том или
ином принципе анализа. Методика, или алгоритм проведения
количественного анализа – это пропись, в которой подробно и в строгой
последовательности регламентируются все его стадии: отбор и подготовку
пробы; переведение анализируемой части пробы в состояние, удобное для
анализа; возбуждение и измерение аналитического сигнала – физической
величины (оптической плотности, интенсивности спектральной линии,
высоты полярографической волны, скорости счета импульсов в заданном
канале гамма-спектрометра и т.д.), корреляционно связанной с содержанием
77
определяемого компонента; построение градуировочной характеристики,
описывающей эту связь; определение поправки контрольного опыта; расчет
результата единичного определения; расчет результата анализа путем
усреднения результатов единичных определений и др. Таким образом,
методика анализа – подробное описание анализа конкретного объекта с
использованием данного метода.
Большинство методов количественного анализа относятся к
сравнительным (относительным), в которых градуировочную характеристику
строят с использованием образцов сравнения. В абсолютных методах
количественного анализа (например, гравиметрии, кулонометрии) образцами
сравнения не пользуются. Большое значение имеют метрологические
характеристики - закон распределения результатов параллельных
определений,
границы
интервала
определяемых
содержаний,
воспроизводимость, правильность, погрешности анализа. За нижнюю
границу определяемых содержаний обычно принимают то минимальное
содержание, которое можно определить с заданной максимальной
относительной случайной погрешностью dr для принятой доверительной
вероятности Р (обычно Р=0,95). По количеству вещества, взятого для
анализа, различают макрометоды (масса пробы более 0,1 г),
полумикрометоды (0,01-0,1 г), микрометоды (0,001-0,01 г), субмикрометоды
(0,1-1 мг) и ультрамикрометоды (менее 0,1 мг). Компоненты анализируемого
вещества по их относительному содержанию условно делят на основные
(составляют 1-100% по массе), не основные (0,01-1% по массе) и следовые,
или примесные (менее 0,01% по массе). При контроле технологических
процессов, природной среды и т.п. используют непрерывный
автоматизированный количественный анализ (мониторинг).
Фазовый анализ - это определение химического состава и количества
отдельных фаз в гетерогенных системах или индивидуальных форм
соединений элементов в рудах, сплавах, строительных материалах,
полупроводниках и др. Объектом фазового анализа всегда является твердое
тело. Название "фазовый анализ" стало доминирующим, хотя некоторые
авторы продолжают использовать другие термины: вещественный,
рациональный, композиционный, локально-распределительный анализ.
Обилие названий - следствие исторического процесса становления этого
анализа. Он возник из практических потребностей металлургии и
металловедения, с одной стороны, и горно-обогатительного производства - с
другой. Позднее фазовый анализ стал необходим в технологии
полупроводников, стройматериалов, при экологических исследованиях.
Фазовый анализ металлов и сплавов появился впервые в конце 19 века как
"анализ осадка", т. е. нерастворенного остатка после обычной аналитической
процедуры растворения металла в кислоте. Такие осадки состояли из
карбидов и оксидов элементов, входящих в состав сталей. Осмысление
результатов этого анализа послужило стимулом к поискам более точных и
управляемых методов выделения как существенных фазовых составляющих 78
карбидов и нитридов, так и примесей неметаллических включений - оксидов,
сульфидов и т. п. В результате этого в 30-х гг. 20 века возникли различные
варианты анодного растворения. Теория электрохимического фазового
анализа сплавов была разработана только в 50-х гг. 20 века в связи с
определением интерметаллидных соединений в жаропрочных сплавах. Для
фазового анализа стали использовать физические методы, прежде всего
рентгеновский фазовый анализ, электронографию, а также электроннозондовые методы, методы эмиссионного спектрального анализа, резонансные
методы (например, ядерный магнитный резонанс). Основным методом
фазового анализа в горной промышленности был процесс избирательного
химического растворения с помощью кислот, щелочей, солей, окислительновосстановительных реагентов и комплексообразующих веществ. В этой
области фазового анализа использовали для разработки рациональных
технологий флотационного разделения и обогащения горнохимического
сырья, его гидрометаллургической обработки. При этом, прежде всего,
стояли задачи идентификации, выявления и разделения различных оксидных
или сульфидных соединений нескольких металлов или одного металла в
разных степенях окисления. Причем эти соединения могли быть не только
нативными (исходными) фазами - минералами, но и виртуальными
(промежуточными, т. е. изолируемыми в ходе анализа, как, например,
индивидуальные оксиды, выделяемые из сложных природных соединений
при обработке реагентами). Поэтому такой анализ можно было считать
фазовым более или менее условно, а по существу он был рациональным (т. е.
служил основой рациональной технологии) и вещественным, т.е.
направленным на выделение и определение данного сложного или простого
вещества, независимо от того, составляет ли оно с самого начала
определенную фазу. Таким образом, в основе фазового анализа в
металловедении лежат окислительно-восстановительные процессы, а в
основе фазового анализа руд и материалов - ионные равновесия,
характеризуемые
произведением
растворимости
и
константами
комплексообразования,
но
с
учетом
особенностей
структуры
минералогических агрегатов. Прогресс материаловедения полупроводников,
разработка детальных представлений о дислокациях, о роли нестехиометричности твердых тел, развитие нанотехнологий ставят новые задачи
перед фазовым анализом материалов, который должен давать сведения об
образованиях, не являющихся фазами в классическом понимании. Эти задачи
решают с помощью различных микрозондов, оже-спектрометров.
Тестовые задания для самоподготовки
1. Зависимость адсорбции от равновесной концентрации или парциального
давления при постоянной температуре называется ________ адсорбции.
1) изотермой
2) изобарой
3) адиабатой
4) изохорой
79
2. Работа, необходимая для образования единицы площади поверхности
раздела фаз, называется …
1) энергией расширения
2) поверхностным потенциалом
3) поверхностным натяжением
4) удельной поверхностью
3. Для количественного описания процесса адсорбции используют
эмпирическую формулу …
1) Брунауэра
2) Фрейндлиха
3) Теллера
4) Ребиндера
4. Процесс флотации основан на различном _______ веществ жидкостями.
1) испарении
2) смачивании
3) растворении
4) осаждении
5. Правило Дюкло-Траубе наиболее наглядно характеризует изменение
поверхностного натяжения растворов …
1) углеводов
2) карбоновых кислот
3) простых эфиров
4) аминокислот
Литература: [1 – гл. 16, §§ 16.1…16.3];
Лекции 17-18.
ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
АНАЛИЗА
План лекций:
1.
2.
3.
4.
5.
Прямые и косвенные методы.
Физических и физико-химических методов идентификации.
Спектральные методы количественного анализа.
Сущность электрохимических методов анализа.
Сущность термических методов анализа.
Любое (физическое, химическое, физико-химическое) явление, в
результате которого изменяются свойства системы, может служить
основанием для проведения анализа, если есть возможность зафиксировать
эти изменения качественно или количественно.
Следует отметить, что многие методы идентификации весьма
затруднительно отнести строго к химическим, физико-химическим или
физическим. В первом приближении можно считать, что основанием для
80
появления аналитического сигнала в химических методах служит химическая
реакция, в физико-химических методах аналитическим сигналом является
физическое явление, возникшее в результате химической реакции, а в
физических методах фиксируется определённое физическое свойство
аналита.
Различают прямые и косвенные методы. В прямых методах данное
свойство является критерием содержания вещества, т.е. изучаются
соотношения между составом и свойствами. В косвенных методах анализа
изменение аналитического сигнала указывает на окончание реакции и используется для фиксирования этого момента. Как правило, в
инструментальных методах анализа применяются сенсоры (датчики),
которые дают информацию о составе и свойствах среды, в которой они
находятся.
Инструментальные методы идентификации очень многочисленны.
Табл. 1 представляет классификацию некоторых из них.
Таблица 1
Классификации некоторых физических и физико-химических методов
идентификации
Групповое название
методов
Основание для
появления
аналитического
сигнала
Аналитический сигнал,
методы идентификации
Спектры поглощения:
Появление спектра в · атомно-абсорбционная
результате
спектроскопия
Оптические
взаимодействия
(спектрофотометрия )
электромагнитного · фотоколориметрия
излучения с атомами
Спектры излучения:
или молекулами · эмиссионная спектроскопия
анализируемого · люминесцентная спектроскопия
вещества
Спектры отражения:
· нефелометрия взвесей
Электродный потенциал, ЭДС
· потенциометрия
Электрохимические
ОкислительноЭлектропроводимость
восстановительные · кондуктометрия
Количество электричества
· кулонометрия
Сорбция
· сорбционная хроматография
Хроматографические Растворимость · распределительная
хроматография
Ионный обмен · ионообменная хроматография
Изменение энтальпии
81
Энергетические · калориметрия
Термические
эффекты физикоРазность температур
химических
· дифференциально-термический
превращений
(ДТА)
Изменения массы
· термогравиметрический (ТГА)
Ядерно-химические
Образование
· радиоактивационный
радиоактивных
изотопов
Спектральные методы количественного анализа
Спектроскопия базируется на квантовой теории, согласно которой
атому или молекуле в стационарном состоянии соответствует некоторая
последовательность энергетических уровней. Переход частицы из одного
состояния в другое сопровождается испусканием или поглощением кванта
электромагнитного излучения, которое регистрируется соответствующими
приборами в виде спектра.
В оптических спектроскопических методах исследования изучаются
спектры электромагнитного излучения длиной волны 10-8…10-3 м, которое
испускается, поглощается или рассеивается веществом. Абсорбционный
анализ - это анализ по поглощению света в видимой, ультрафиолетовой и
инфракрасной областях спектра. На поглощении света в видимой части
cпектра
истинными
растворами
основаны
фотоколориметрия
и
спектрофотометрия; взвесями - турбидиметрия, на рассеянии света взвесями
- нефелометрия.
Сущность атомно-абсорбционной спектроскопии состоит в том, что
при взаимодействии со световой энергией в атомах поглощающего вещества
происходит переход валентных электронов на более высокие энергетические
уровни. Электронные переходы, вызванные поглощением строго
определенных квантов световой энергии, характеризуются наличием строго
определенных полос поглощения в спектрах.
Фотометрические
методы
анализа,
к
которым
относятся
фотоколориметрия и спектрофотометрия, применяются для изучения
состава и свойств строительных материалов. На спектрографе или
спектрофотометре получают спектр, в котором длина волны является
качественной характеристикой вещества и зависит от природы.
Прибор для проведения исследования содержит пять основных узлов:
1) источник излучения;
2) монохроматор, где выделяется длина волны, при которой
происходит наиболее интенсивное поглощение;
3) исследуемый образец;
4) приёмник излучения;
5) устройство, регистрирующее спектр.
82
В фотоколориметрии проводится сравнение интенсивности окраски
исследуемого и стандартного (с точно известной концентрацией) растворов.
Основные узлы фотоэлектроколориметра представлены на рис. 1.
Электролампа
Светофильтр
Кювета с окрашенным раствором
Фотоэлемент
Гальванометр
Рис. 1. Схема основных узлов фотоэлектроколориметра
Основной закон фотометрии (закон Бугера-Ламберта-Бера)
устанавливает зависимость уменьшения интенсивности монохроматического
светового потока It , прошедшего через слой окрашенного раствора
концентрацией с и толщиной l, от интенсивности падающего света I0 .
It = I0 · 10 -ε l C ,
где
ε - молярный коэффициент поглощения раствора концентрации
1моль/дм3, зависящий от длины волны падающего света, природы
растворенного вещества, температуры.
Преобразуем уравнение, взяв отношение I0 : It и прологарифмировав
обе части уравнения
(I0 : It) = 10 ε l C ;
lg ( I0 : It ) = lg ( 10 ε lC )
Отношение (I0 : It) = D называется оптической плотностью. В
результате преобразования выражения получим
D = ε l C,
откуда следует, что оптическая плотность прямо пропорциональна
концентрации окрашенного вещества и толщине поглощающего слоя.
Сущность электрохимических методов анализа
Электрохимические методы исследования основаны на процессах
обмена ионов или перехода электронов, протекающих на поверхности
электрода или в приэлектродном пространстве. Аналитическим сигналом
служит любой электрический параметр (потенциал, сила тока, сопротивление
и т.д.), величина которого зависит от состава исследуемой системы. В
потенциометрическом методе исследования измеряют электродвижущую
силу (ЭДС) обратимых электрохимических систем, для чего необходимо
наличие двух электродов: индикаторного и электрода сравнения. В
зависимости от алгебраической величины электродных потенциалов
величина ЭДС определяется по формулам:
ЭДС = Е индикаторного электрода ─ Е электрода сравнения,
ЭДС = Е электрода сравнения ─ Е индикаторного электрода.
Индикаторный электрод обнаруживает и фиксирует аналитический
сигнал, а электрод сравнения помогает измерить этот сигнал.
Потенциал индикаторного электрода зависит от активности
исследуемых веществ, потенциал электрода сравнения не меняется при
проведении исследований. В качестве последних часто используют
хлоридсеребряный, а также каломельный электроды, потенциалы которых
при постоянной концентрации Сlˉ остаются неизменными.
83
Особую
группу
индикаторных
электродов
составляют
ионоселективные (мембранные) электроды, потенциал которых в
зависимости от типа мембраны и может определяться активностью ионов Н+,
Са2+, Мg2+, Na+, K+, Cl-, NH4+, NO3-, PO43-, CO32- и т.д. В частности, потенциал
стеклянного электрода зависит от активности ионов водорода ан+ :
Естеклянного электрода = К + lg ан+,
где К - постоянная, определяемая сортом стекла и конструкцией
электрода.
Поскольку рН = – lg а н+ , то с помощью индикаторного стеклянного
электрода можно измерять рН растворов и суспензий.
Кондуктометрические
методы
основаны
на
измерении
электропроводимости. В области сравнительно невысоких концентраций
эквивалентная электрическая проводимость электролитов λ, [ Cм · м2 · моль-1]
обычно растет с уменьшением концентрации раствора. На существовании
линейной зависимости между электропроводимостью и концентрацией
основана прямая кондуктометрия.
В методе кондуктометрического титрования могут быть использованы химические реакции, в ходе которых достаточно заметно изменяется
электрическая проводимость и в точке эквивалентности изменение
происходит скачкообразно.
Кулонометрический метод идентификации основан на законе М. Фарадея,
согласно которому масса, образующегося на электродах вещества
(испытавшего электрохимическое превращение) прямо пропорциональна
количеству прошедшего электричества:
m
MЭ  I  t
,
96500
где
m ─ масса вещества, окисленного или восстановленного на
электроде, г;
М э ─ молярная масса эквивалента вещества, г/моль; I ─ сила тока,
А;
t ─ время электролиза, с; 96500 ─ число Фарадея, Кл/моль (А ·
с/моль).
Сущность хроматографических методов анализа
Хроматография (от греч. chromatos − цвет и grapho − пишу) − физикохимический метод разделения и анализа смесей, основанный на
распределении их компонентов между двумя фазами — неподвижной
(сорбент) и подвижной (элюент), протекающей через неподвижную.
Классификация хроматографических методов представлена на рис. 2.
84
Принцип
Сорбционный
Среда
Газовая
Жидкостная
Механизм
Молекулярная
Ионообменная
Формы
проведения
процесса
Колоночная
Капиллярная
Газожидкостная
Осадочная
Распределительная
Тонкослойная и
бумажная
Рис. 2. Классификация хроматографических способов разделения
Более подробно хроматографические процессы можно описать также
следующим образом.
1. В зависимости от природы взаимодействия, обусловливающего
распределение компонентов между элюентом и неподвижной фазой,
различают:
∙ адсорбционную (различная сорбируемость разделяемых веществ
адсорбентом);
∙ распределительную (разная растворимость компонентов смеси в
неподвижной фазе и элюенте);
∙ ионообменную (различные константы ионообменного равновесия между
неподвижной фазой (ионитом) и компонентами разделяемой смеси;
∙ молекулярно-ситовую (разная проницаемость молекул компонентов в
неподвижную фазу;
∙ осадочную (различная способность разделяемых компонентов выпадать в
осадок на твёрдой неподвижной фазе).
2. Различают колоночную и плоскостную хроматографию:
∙ в колоночной сорбентом заполняют специальные трубки — колонки, а
подвижная фаза движется внутри колонки благодаря перепаду давления;
∙ плоскостная хроматография подразделяется на тонкослойную и бумажную.
3. В зависимости от способа перемещения разделяемой смеси вдоль
слоя сорбента используется:
∙ фронтальная (рис. 3, а), когда в слой сорбента непрерывно вводится
разделяемая смесь, состоящая из газа-носителя и разделяемых компонентов,
например 1, 2, 3, 4, которая сама является подвижной фазой. Через некоторое
время после начала процесса наименее сорбируемый компонент (например,
1) опережает остальные и выходит в виде зоны чистого вещества раньше
всех, а за ним в порядке сорбируемости последовательно располагаются зоны
смесей компонентов: 1 + 2, 1 + 2 + 3, 1 + 2 + 3 + 4;
∙ проявительная (рис. 3,б), когда через слой сорбента непрерывно проходит
поток элюента и периодически в слой сорбента вводится разделяемая смесь
85
веществ. Через определённое время происходит деление исходной смеси на
чистые вещества, располагающиеся отдельными зонами на сорбенте, между
которыми находятся зоны элюента;
∙ вытеснительная (рис. 3, в), когда в сорбент вводится разделяемая смесь, а
затем поток газа-носителя, содержащего вытеснитель (элюент), при
движении которого смесь через некоторый период времени разделится на
зоны чистых веществ, между которыми окажутся зоны их смеси.
Рис. 3. Хроматографический процесс (варианты проведения)
4. по средам, в которых производится разделение, хроматография
может быть:
∙ газовая, где в качестве элюента (газа-носителя) используются гелий, азот,
аргон и др. газы, а качестве сорбента (частицы диаметром 0,1—0,5 мм)
используют силикагели, алюмогели, молекулярные сита;
∙ жидкостная колоночная, в качестве элюента применяют легколетучие
растворители (например, углеводороды, эфиры, спирты), а в качестве
неподвижной фазы — силикагели.
Хроматография широко применяется в лабораториях и в
промышленности
∙ для качественного и количественного анализа многокомпонентных
систем;
∙ контроля производства, особенно в связи с автоматизацией многих
процессов;
∙ для препаративного (в т. ч. промышленного) выделения
индивидуальных веществ (например, благородных металлов);
∙ разделения редких и рассеянных элементов.
Сущность термических методов анализа
Термические методы анализа основаны на взаимодействии вещества с
тепловой энергией. Наибольшее применение в аналитической химии находят
термические эффекты, которые являются причиной или следствием
химических реакций. В меньшей степени применяются методы, основанные
на выделении или поглощении теплоты в результате физических процессов.
Это процессы, связанные с переходом вещества из одной модификации в
другую, с изменением агрегатного состояния и другими изменениями
86
межмолекулярного взаимодействия, например, происходящими при
растворении или разбавлении.
Результаты термических методов анализа представляют в виде термограмм
(рис. 4.)
Изменение температуры
580
5
8
0
727
.
860
Температура
Рис. 4. Дериватограмма зерна-уноса (отхода цементного производства)
Сущность рентгеновских методов анализа
Во многих природных и синтезированных, технически важных
материалах кристаллическое вещество находится в виде поликристалла и
важно иметь возможность изучить его структуру и свойства именно в таком
состоянии. Поликристаллический материал состоит из множества мелких
кристалликов. Это может быть или агрегат плотно сцепленных между собой
мелких кристаллов (например, металлы, сплавы, многие минералы,
керамические материалы), или измельченный порошок данного вещества.
Поликристаллическое вещество может состоять из кристалликов различных
фаз.
С помощью рентгенографии на поликристаллических образцах можно
решать следующие задачи:
- структурный анализ несложных структур;
- определение элементарной ячейки неизвестного вещества;
- исследование фазовых переходов, изучение состояния твердого тела
(кристаллическое, аморфное, аморфное с кристаллическими включениями);
- исследование фазового состава вещества (качественный и
количественный анализы):
качественный - идентификация кристаллических фаз на основе
присущих им значений межплоскостных расстояний dhkl и интенсивности
линий Ihkl рентгеновского спектра;
87
количественный - определение количества тех или иных фаз в
Рис. 5. Рентгенограмма
пыли-уноса «ПГД» - отхода
цементного производства
18,0
0
1,76
1,62 1,69
1,59
1,53
1,43
2,09
2,03
1,911,98
1,87
2,28
2,45
2,77
3,82
2,40
8
2,49
4,12
37
3,02
смеси:
- определение средних размеров кристаллов, зерен в образце, функции
распределения их по размерам, по анализу профиля линий;
- изучение внутренних напряжений: проводят анализ профиля
дифракционных линий и сдвига положения этих линий;
- изучение текстур, т.е. характера преимущественной ориентации
кристаллитов.
Количественный рентгеновский фазовый анализ основан на
зависимости интенсивности дифракционного отражения от содержания Xi
соответствующей фазы. Сравнивая экспериментальные значения Ihkl с
эталонными и вводя необходимые поправки на поглощение, можно
определять содержание фазы Xi . Рентгенограммы имеют вид,
представленный на рис. 5.
79,9
Тестовые задания для самоподготовки
0
1. Химическая адсорбция от физической отличается …
1) невысоким тепловым эффектом и необратимостью
2) невысоким тепловым эффектом и обратимостью
3) отсутствием теплового эффекта и обратимостью
4) более высоким тепловым эффектом и необратимостью
2. Величина (dσ/dС), характеризующая способность вещества изменять
величину поверхностного натяжения, называется …
1) поверхностной активностью
2) поверхностной концентрацией
3) реакционной способностью
4) поверхностным натяжением
3. Положительно адсорбирующиеся вещества, которые называются
поверхностно-активными, ________ поверхностное натяжение водной фазы.
1) уменьшают
2) не изменяют
3) изменяют незначительно
4) увеличивают
88
4. Количественной мерой адсорбции служит величина, единицей измерения
которой является …
1) моль/л
2) г/л
3) г/м
4) моль/м2
5. При увеличении концентрации поверхностно-неактивного вещества
(адсорбирующегося отрицательно) поверхностное натяжение раствора …
1) сначала уменьшается, а потом увеличивается
2) уменьшается
3) увеличивается
4) меняется неоднозначно
Литература: [1 – гл. 16, §§ 16.1…16.3].
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В. Коровин. − М.: Высш. шк., 2008.
− 557 с.
2. Глинка, Н.Л. Общая химия : учебник / под. ред. В.А. Попкова, А.Б.
Бабкова. – 16 изд., перераб. и доп. – М.: Издательство Юрайт ; Высшее
образование, 2010. – 886 с. – (Основы наук).
3. Учебно-методический комплекс «Химия» [Электронный ресурс] :
учеб. пособие в 3 ч. для студ. дистанц. обуч. / О.Р. Сергуткина, О.Б. Кукина,
О.В. Артамонова ; под общ. ред. О.Р. Сергуткиной; Воронеж. гос. арх.строит. ун-т. – Воронеж, 2011. – 264 c. – Электрон. издан. 3 электрон. опт.
диска (CD-ROM)
89
ПЕРЕЧЕНЬ УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИХ МАТЕРИАЛОВ,
РАЗРАБОТАННЫХ НА КАФЕДРЕ ПО ДИСЦИПЛИНЕ
ХИМИЯ
№
п/п
Наименование
издания
1
Лабораторный
практикум по химии
2
Химия
2
Руководство к
выполнению
лабораторных работ
по химии для
студентов заочного
обучения всех
специальностей
(метод. Указания)
Глоссарий по химии
3
4
5
Методы
исследования
неорганических
веществ
материалов
Вид издания
(учебник,
учебное
пособие,
методические
указания,
компьютерная
программа)
Учебное
пособие
Автор
(авторы)
Год
издания
Место
хранения и
количество
Сергуткина
2011
О.Р.,
Артамонова
О.В.,
Барсукова
Л.Г.и др.
учебн. пособие Г.Г. Кривнева, 2013
для студ. заоч. Л.Г. Барсукова,
формы
обуч. О.В. Слепцова,
всех
Г.Ю.
направлений
Вострикова,
подготовки
О.Б. Кукина
бакалавров
Метод.
Сергуткина О. Р., 2010
Указания
Кукина О.Б.,
Рудаков О.Б.
Библиотека –
500
экз.,
электронная
копия
на
сайте
ВГАСУ
Библиотека –
500
экз.,
электронная
копия
на
сайте
ВГАСУ
Электр. ресурс
О.Р.
Сергуткина
2013
Метод.
Указания
О.Б. Кукина,
Е.В. Баранов,
О.Р.
Сергуткина
2013
Кривнева Г.Г.,
Барсукова Л.Г.
Вострикова
Г.Ю.
2012
Библиотека,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
Библиотека –
200 экз.,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
Библиотека –
200 экз.,
электронная
копия на
сайте
90
и
Строение вещества Метод.
Метод.
указ.
к Указания
внеаудиторной
самостоятельной
работе по химии для
Библиотека –
500 экз.,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
6
7
8
9
11
12
студентов 1-го курса
всех специальностей
дневной и заочной
форм обучения
Учебнометодический
комплекс «Химия»
учеб. пособие в 3 ч.
для студ. дистанц.
обуч. Ч. 1. Конспект
лекций.
Учебнометодический
комплекс «Химия»
учеб. пособие в 3 ч.
для студ. дистанц.
обуч. Ч. 2. Рабочая
тетрадь
Учебнометодический
комплекс «Химия»
учеб. пособие в 3 ч.
для студ. дистанц.
обуч.
Ч.
3.
Контрольные работы
Аналитическая
химия. Химическая
идентификация
и
анализ
вещества
метод. указания к
внеаудиторной
самостоятельной
работе и подготовке
к
интернеттестированию
по
химии для студ. 1-го
курса всех спец.
Химия Руководство
к
выполнению
лабораторных работ
по химии на УЛК
«Химия»
для
студентов 1-го курса
всех специальностей:
Закономерности
химических
процессов.
Электрохимические
процессы
Методические
указания
к
внеаудиторн. самост.
ВГАСУ
Электр. ресурс
О.Р.
Сергуткина,
О.Б. Кукина
О.В.
Артамонова
2011
Библиотека,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
Электр. Ресурс
О.Р.
Сергуткина,
О.Б. Кукина
О.В.
Артамонова
2011
Библиотека,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
Электр. ресурс
О.Р.
Сергуткина,
О.Б. Кукина
О.В.
Артамонова
2011
Библиотека,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
метод.
указания
О.В.Слепцова,
О.Б. Кукина,
О.Б. Рудаков
2011
Библиотека –
200 экз.,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
метод.
указания
О.В. Слепцова, 2010
О.Р.
Сергуткина
Библиотека –
200 экз.,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
метод.
указания
Крив
нева Г.Г.
Барсукова Л.Г.
Вострикова
Г.Ю.
2008
Библиотека –
200 экз.,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
91
13
работе по химии для
студ. 1-го курса всех
специальностей
Растворы.
Методические
Сергуткина
Дисперсные системы указания
к О.Р., Барсукова
внеаудиторн.
Л.Г.,
самост. работе
Кукин
по химии для
а О.Б.
студ. 1-го курса
всех
специальностей
2008
Библиотека –
200 экз.,
электронная
копия на
сайте
ВГАСУ
Зав. кафедрой ________________________ (Рудаков О.Б.)
92
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Воронежский государственный архитектурно-строительный университет»
СПИСОК ОБОРУДОВАНИЯ,
ИСПОЛЬЗУЕМОГО ПРИ ИЗУЧЕНИИ ДИСЦИПЛИНЫ
Химия
Автор (ы): Кукина О.Б.
Кафедра химии
Учебно-лабораторное оборудование
1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия»
2. Иономер Н-160
3. Лабораторный рН-метр И-160
4. Шкаф с вытяжной вентиляцией
5. Лабораторная химическая посуда
6. Аквадистиллятор
-ауд. 6421
- ауд. 6421
- ауд. 6421
- ауд. 6421
- ауд. 6421
- ауд. 6422
93
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Воронежский государственный архитектурно-строительный университет»
ПЕРЕЧЕНЬ ТЕХНИЧЕСКИХ СРЕДСТВ, ПРОГРАММНОГО
ОБЕСПЕЧЕНИЯ И ЭЛЕКТРОННЫХ ОБУЧАЮЩИХ МАТЕРИАЛОВ
Химия
Автор (ы): Кукина О.Б.
Кафедра химии
3. Ноутбук - отдел организации и обеспечения учебного процесса
4. Медиапроектор программ - отдел организации и обеспечения учебного
процесса
94
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Воронежский государственный архитектурно-строительный университет»
ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ/ЗАЧЕТУ
Химия
Автор (ы): Кукина О,Б.
Кафедра химии
1 Вопросы для подготовки к зачету
Строение вещества и реакционная способность веществ
1. Основные классы неорганических соединений: оксиды (кислотные,
основные, амфотерные), гидроксиды (кислоты, основания, амфотерные
гидроксиды), соли. 2. Принцип кислотно-основного взаимодействия.
Соли кислые, средние, основные.
3. Общие квантово-механические представления о строение атома:
волновая природа микрочастиц и электронов, электронные облака,
атомные орбитали, ядро атома. Уравнение Шредингера. Квантовые числа
как характеристика состояния электронов в атоме: главное, орбитальное,
магнитное,
спиновое.
Типы
атомных
орбиталей.
Принципы
распределение электронов в атоме. Последовательность заполнения
атомных орбиталей в соответствии с их энергией. Правило Клечковского.
Принцип Паули и правило Гунда. Электронные конфигурации атомов и
ионов.
4. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система Д.И.
Менделеева как естественная классификация элементов. Структура
периодической системы: период, ряд, группа и подгруппа.
Периодичность изменение свойств элементов в пределах периодов и
главных подгрупп. Энергия ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность. Изменение кислотно-основных и окислительновосстановительных свойств соединений.
5. Механизм образования ковалентной связи. Обменный и донорноакцепторный механизм образования ковалентной связи. Свойства
ковалентной связи. Сигма- и пи-связи, направленность и энергия связи.
Гибридизация атомных орбиталей, геометрическая структура молекул.
95
Ковалентная связь полярная и неполярная. Полярность молекул. Ионная
связь. Строение соединений с ионным типом связи. Валентность
элементов в нормальном и возбужденном состояниях: степень окисления
и заряд атомов в соединениях.
6.
Окислительно-восстановительные
процессы.
Окислители,
восстановители. Степень окисления. Определение окислительновосстановительной роли соединения по степени окисления атомов.
Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях
методом электронного баланса.
Химическая термодинамика и химическая кинетика
7. Основные термодинамические понятия: система, гомогенная и
гетерогенная система, изолированная закрытая система, система
открытая, параметры состояния системы, термодинамические функции.
Внутренняя энергия и энтальпия. Тепловой эффект реакции.
Эндотермические и экзотермические процессы. Закон Гесса и следствия,
вытекающие из него. Стандартная энтальпия образования сложного
вещества. Термохимические уравнения. Энтропия и изобарноизотермический потенциал. Направленность химических процессов. I, II
начала термодинамики.
8. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Энергия
активации. Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ и давления. Закон действия масс.
Кинетические уравнения. Константа скорости реакции.
9. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило ВантГоффа, температурный коэффициент. Влияние катализатора на скорость
реакции. Сущность катализа.
10. Процессы обратимые и необратимые. Химическое равновесие.
Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние
температуры, концентрации, давления и катализатора на смещение
равновесия.
Растворы. Дисперсные системы
11. Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации
растворов. Молярная, моляльная концентрация, молярная, массовая доля,
молярная концентрация эквивалентов. Давление пара растворов. Закон
Рауля для растворов неэлектролитов. Понижение температуры
замерзания и повышение температуры кипения растворов. Криоскопия,
эбуллиоскопия. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
12. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Электролиты
сильные
и слабые. Степень и константы диссоциации.
Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов: кислот,
оснований, солей в воде. Ступенчатая диссоциация. Ионные реакции.
Условия течения реакций обмена в растворах электролитов.
Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды (Кw).
Водородный показатель рН как мера кислотности и щелочности среды.
96
рН кислот и оснований. Понятие об индикаторах. Окраска индикаторов в
различных средах. Гидролиз солей. Соли гидролизующиеся по аниону, по
катиону, негидролизующиеся соли. Изменение рН среды при гидролизе.
Влияние внешних факторов на степень полноты гидролиза. Буферные
системы.
13. Поверхностные явления и адсорбция. Дисперсные системы, их
классификация. Коллоидные системы. Устойчивость дисперсных систем.
2 Вопросы для подготовки к экзамену
Строение вещества и реакционная способность веществ
Основные классы неорганических соединений: оксиды (кислотные,
основные, амфотерные), гидроксиды (кислоты, основания, амфотерные
гидроксиды), соли. Принцип кислотно-основного взаимодействия. Соли
кислые, средние, основные.
Общие квантово-механические представления о строение атома: волновая
природа микрочастиц и электронов, электронные облака, атомные
орбитали, ядро атома. Уравнение Шредингера. Квантовые числа как
характеристика состояния электронов в атоме: главное, орбитальное,
магнитное, спиновое. Типы атомных орбиталей. Принципы распределение
электронов в атоме. Последовательность заполнения атомных орбиталей в
соответствии с их энергией. Правило Клечковского. Принцип Паули и
правило Гунда. Электронные конфигурации атомов и ионов.
Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система Д.И.
Менделеева как естественная классификация элементов. Структура
периодической системы: период, ряд, группа и подгруппа. Периодичность
изменение свойств элементов в пределах периодов и главных подгрупп.
Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
Изменение кислотно-основных
и окислительно-восстановительных
свойств соединений.
Механизм образования ковалентной связи. Обменный и донорноакцепторный механизм образования ковалентной связи. Свойства
ковалентной связи. Сигма- и пи-связи, направленность и энергия связи.
Гибридизация атомных орбиталей, геометрическая структура молекул.
Ковалентная связь полярная и неполярная. Полярность молекул. Ионная
связь. Строение соединений с ионным типом связи. Валентность
элементов в нормальном и возбужденном состояниях: степень окисления
и заряд атомов в соединениях.
Окислительно-восстановительные процессы. Окислители, восстановители.
Степень окисления. Определение окислительно-восстановительной роли
соединения по степени окисления атомов. Расстановка коэффициентов в
окислительно-восстановительных реакциях методом электронного
баланса.
Химическая термодинамика и химическая кинетика
97
Основные термодинамические понятия: система, гомогенная и
гетерогенная система, изолированная закрытая система, система открытая,
параметры состояния системы, термодинамические функции. Внутренняя
энергия и энтальпия. Тепловой эффект реакции. Эндотермические и
экзотермические процессы. Закон Гесса и следствия, вытекающие из него.
Стандартная
энтальпия
образования
сложного
вещества.
Термохимические уравнения. Энтропия и изобарно-изотермический
потенциал. Направленность химических процессов. I, II начала
термодинамики.
Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Энергия активации.
Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ и давления. Закон действия масс. Кинетические
уравнения. Константа скорости реакции.
Влияние температуры на скорость химической реакции, правило ВантГоффа, температурный коэффициент. Влияние катализатора на скорость
реакции. Сущность катализа.
Процессы обратимые и необратимые. Химическое равновесие. Константа
химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры,
концентрации, давления и катализатора на смещение равновесия.
Растворы. Дисперсные системы
Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации
растворов. Молярная, моляльная концентрация, молярная, массовая доля,
молярная концентрация эквивалентов. Давление пара растворов. Закон
Рауля для растворов неэлектролитов. Понижение температуры замерзания
и
повышение
температуры
кипения
растворов.
Криоскопия,
эбуллиоскопия. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Электролиты
сильные и слабые. Степень и константы диссоциации. Электролитическая
диссоциация сильных и слабых электролитов: кислот, оснований, солей в
воде. Ступенчатая диссоциация. Ионные реакции. Условия течения
реакций обмена в растворах электролитов. Электролитическая
диссоциация воды. Ионное произведение воды (Кw). Водородный
показатель рН как мера кислотности и щелочности среды. рН кислот и
оснований. Понятие об индикаторах. Окраска индикаторов в различных
средах. Гидролиз солей. Соли гидролизующиеся по аниону, по катиону,
негидролизующиеся соли. Изменение рН среды при гидролизе. Влияние
внешних факторов на степень полноты гидролиза. Буферные системы.
Поверхностные явления и адсорбция. Дисперсные системы, их
классификация. Коллоидные системы. Устойчивость дисперсных систем.
Химия неорганических вяжущих веществ
Получение, механизм гидратации и кристаллизации, свойства воздушных
вяжущих материалов (строительная воздушная известь, гипс). Получение,
механизм гидратации и кристаллизации, свойства гидравлических
98
вяжущих материалов (гидравлическая известь, портландцемент). Бетон,
коррозия бетона в различных средах.
Электрохимические системы
Электродный потенциал, механизм его возникновения.
Уравнение
Нернста. Электрохимический ряд напряжений металлов. Типы
электродов.
Гальванические элементы. Измерение электродвижущей силы.
Поляризация и перенапряжение. Химические источники тока: первичные
гальванические элементы, аккумуляторы, топливные элементы.
Коррозия металлов. Виды коррозии. Механизм электрохимической
коррозии. Защита металлов от коррозии. Металлические покрытия.
Полимеры и олигомеры
Понятие о полимерах и олигомерах. Органические и неорганические
полимеры.
Методы
получения
полимеров:
полимеризация,
поликонденсация. Химическое строение и свойства полимеров.
Деструкция полимеров.
Биополимеры: полисахариды, полиизопрены, белки.
Методы химического исследования веществ
Химическая идентификация веществ. Аналитический сигнал. Основы
качественного и количественного анализа. Качественные реакции на
ионы. Химические, физико-химические и физические методы анализа.
Органические вяжущие строительные материалы
Классификация органических вяжущих строительных материалов.
Битумные вяжущие. Получение, свойства, механизмы твердения.
99
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Воронежский государственный архитектурно-строительный университет»
ТЕМАТИКА ДОМАШНИХ ЗАДАНИЙ
Химия
Автор (ы): Кукина О.Б.
Кафедра химии
№ п/п
1
2
Темы заданий
Основные стехиометрические законы и
расчёты по уравнениям реакций
Классы неорганических соединений
Энергетика и направленность химических
процессов
Химическая кинетика и равновесие
Строение атома. Химическая связь
Растворы электролитов
Дисперсные системы в технологии
строительства
Неорганические вяжущие вещества
Электродные потенциалы и гальванические
элементы
Коррозия и защита металлических
конструкций
100
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Воронежский государственный архитектурно-строительный университет»
КАРТА ОБЕСПЕЧЕННОСТИ
ДИСЦИПЛИНЫ ЛИТЕРАТУРОЙ
Химия
Автор (ы): Кукина О.Б.
Кафедра химии
№ П\П
Наименование
дисциплин,
входящих в
заявленную
образовательную
программу
1
Химия
2
3
Химия
Химия
Кол-во
обучающихся,
изучающих
дисциплину
Автор, название, место
издания, год издания
учебной литературы,
вид и характеристика
иных
информационных
ресурсов
Основная литература
25
1. Коровин
Н. В.
25
Общая химия / Н.В.
Коровин. – М.:
Высш. шк., 2000. –
558 с.
2. Лабораторный
практикум
по
химии:
учеб.
пособие
/
О.Р.
Сергуткина, О.В.
Артамонова, Л.Г.
Барсукова и др.;
под общ. ред. О.Р.
Сергуткиной;
Воронеж. гос. арх.строит. ун-т. –
Воронеж, 2011. –
109 с.
Дополнительная литература
25
Глинка Н.Л. Общая
химия [Текст] / Н.Л.
Глинка; под ред. А.И.
Количество
экземпляров
700
500
31
101
Ермакова. – Изд. 30-е,
испр. – М.: ИнтегралПресс, 2009. – 727 с.
4
Химия
25
Основные
понятия и законы
химии.
Классы
неорганических
соединений: метод.
указан.
к
внеаудиторн.
самост. работе для
студ. 1-го курса
всех
специальностей
/
Воронеж. гос. арх.строит. ун-т; сост.:
О.В. Артамонова,
Л.Г. Барсукова. –
Воронеж, 2008. –
31 с.
200
5
Химия
25
Растворы.
Дисперсные
системы:
метод.
указан.
к
внеаудиторн.
самост. работе для
студ. 1-го курса
всех
специальностей
/
Воронеж. гос. арх.строит. ун-т; сост.:
О.Р.
Сергуткина,
Л.Г.
Барсукова,
О.Б. Кукина. –
Воронеж, 2008. –
32 с.
200
25
Энергетика
химических
процессов.
Электрохимические
процессы: метод.
указан.
к
внеаудиторн.
200
6
Химия
102
самост. работе для
студ. 1-го курса
всех
специальностей
/
Воронеж. гос. арх.строит. ун-т; сост.:
Г.Г. Кривнева, Л.Г.
Барсукова,
Г.Ю.
Вострикова.
–
Воронеж, 2008. –
39 с.
Словари, справочники
7
Химия
Научная литература
Научный вестник
25
Воронежского
государственного
архитектурностроительного
университета.
Физико-химические
проблемы и высокие
технологии строительного
материаловедения
100
ISSN 2225-1995
103
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Воронежский государственный архитектурно-строительный университет»
ТОЛКОВЫЙ СЛОВАРЬ ТЕРМИНОВ
(ГЛОССАРИЙ)
ХИМИЯ
Автор (ы): Сергуткина О.Р., Кривнева Г.Г., Хорохордина Е.А.
Кафедра Химии
ТОЛКОВЫЙ СЛОВАРЬ ТЕРМИНОВ
Термины
Толкование
I
Адсорбция
Увеличение концентрации вещества на границе раздела фаз. Это
разновидность сорбции, т.е. поглощения одного вещества сорбтива,
адсорбтива) другим веществом (сорбентом, адсорбентом)
Активации
энергия
см. Энергия активации
Активность
Для характеристики реальных свойств растворов электролитов,
связанных с различными взаимодействиями между частицами
растворённого вещества, Активность (а) связана с концентрацией (с)
соотношением:
а = f·с,
где f – коэффициент активности, учитывающий отклонения свойств
реальных растворов от идеальных
−
Акцептор
см. Химическая связь, донорно-акцепторный механизм образования
ковалентной связи
Аммоний
· ион
· хлорид
NH4+
NH4Cl
Амфотерность
Электролиты, диссоциирующие как кислоты, и как основания:
Анод
H+ + RO‾  ROH  R+ + OH‾
В электрохимических системах: электрод, на котором идёт окисление.
См. Гальванический элемент, Электролиз
Атомная
орбиталь (АО)
Область пространства, в котором наиболее
вероятно нахождение электрона. Состояние
104
электрона в атоме, характеризующееся
определёнными значениями
квантовых
чисел n, l, ml
· форма (тип)
Определяется значением орбитального
квантового
числа.
В
нормальном
состоянии форма АО электрона может
соответствовать s-, p-, d-, f-состоянию в
зависимости
от
значения
главного
квантового числа
· заполнение
В соответствии с принципом Паули одна
АО может быть заполнена не более чем
двумя электронами
Валентные
электроны
Электроны, способные участвовать в образовании химической связи.
Вода
·
электролитическ
ая
диссоциация
· ионное
произведение
Н2О  Н+ + ОН‾
см. Ионное произведение воды
Водородный
показатель (рН)
рН   lg C Н  . В кислой среде рН<7, в щелочной рН>7, в нейтральной
рН=7
Волновая
функция
Вероятность нахождения электрона в
пространства описывается волновой функцией
амплитуду волны, как функцию координат
простом случае эта функция зависит от
координат и называется орбиталью
Восстановители
Вещества, содержащие в своём составе элементы, которые в ходе
окислительно-восстановительного процесса повышают свою степень
окисления. Например, металлы в свободном состоянии являются
восстановителями: Ме0 − ne‾ → Men+
Высший оксид
Гальванический
элемент
Образуется элементом в высшей положительной степени окислении,
совпадающей с номером группы. Например, азот расположен в VA
группе, электронная структура его атома: 1s22s22p3 на внешнем уровне
имеет 5 электронов, высшая положительная степень окисления азота
равна +5. Формула высшего оксида: N2O5
Устройство, в котором энергия окислительно-восстановительной
химической реакции превращается в электрическую
· реакция
- на аноде
- на катоде
Процесс окисления электрода, представляющего Ме1 (например, Zn):
Me01 → Me1n+ + n e‾
Процесс восстановления иона металла Me2n+ (например, Cu2+) из
определенной области
, которая характеризует
электрона. В наиболее
трех пространственных
105
раствора:
· схема
·
токообразующая
реакция
·
электродвижуща
я сила (Е)
Гетерогенные
дисперсные
системы
Гибридизация
атомных
орбиталей
· валентный угол
химической
связи
Гидролиз солей
· влияние
- концентрации
соли в растворе
- температуры
раствора
·
гидролизующиес
я и негидроли
зующиеся соли
·
гидролизующиес
я по катиону
·
гидролизующиес
я по аниону
Me2n+ + n e‾ → Me20
Два металла помещены в соединённые электролитическим мостиком
растворы собственных солей. Более активный металл – анод, менее
активный – катод.
(анод) Ме1│ Me1n+ ║ Me2n+│ Me2 (катод)
Сумма процессов на аноде и катоде:
Me01 + Me2n+→ Me1n+ + Me20
Разность потенциалов электродов:
Е = Е катода – Е анода
Состоят из непрерывной дисперсионной среды и различной степени
раздробленности дисперсной фазы
При образовании химической связи электронные облака претерпевают
гибридизацию (изменение формы) и располагаются в пространстве
таким образом, чтобы быть равноудалёнными друг от друга.
Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра
химически связанных атомов. Пространственная структура молекул
определяется числом атомов в молекуле и направленностью химической
связи. Например, в зависимости от типа гибридизации атома углерода,
пространственная конфигурация молекул: С2Н2 − линейная (при spгибридизации угол связи 180 °), С2Н4 треугольная − (при sp2гибридизации угол связи 120 °), СН4 − тетраэдрическая (при sp3гибридизации угол связи ≈ 109,5 °)
Взаимодействие ионов соли с водой, сопровождающееся образованием
слабодиссоциирующих (слабых) электролитов и изменением рН
среды
Разбавление раствора, т.е. уменьшение
концентрации соли, усиливает гидролиз
Реакция
гидролиза
является
эндотермической, поэтому, в соответствии с
принципом Ле Шателье , степень гидролиза
возрастает с увеличением температуоы
Соли, образованные слабыми эектролитами, подвергаются гидролизу,
образованные сильной кислотой и сильным основанием не
гидролизуются
Образованы слабым основанием и сильной кислотой, например: ZnCl2,
MnSO4, FeCl3. Реакция среды в растворах таких солей кислая, рН<7.
Гидролиз протекает вследствие образования слабого основания или
слабодиссоциирующего катиона.
Образованы сильным основанием и слабой кислотой, например:
Na2CO3, K2SO3, Na2SiO3. Реакция среды в растворах таких солей
щелочная, рН>7. Гидролиз протекает вследствие образования слабой
кислоты или слабодиссоциирующего аниона.
106
·
гидролизующиес
я по катиону и
по аниону
Образованы слабым основанием и слабой кислотой, например:
(NH4)2SiO3, (CH3COO)2Mg.
· степень
гидролиза
Отношение числа прогидролизовавшихся частиц к общему числу
растворённых частиц, обычно невелика (3-4 %). Соли, образованные
слабыми кислотами и основаниями гидролизуются значительно, вплоть
до полного разложения.
· константа
гидролиза
Равна отношению ионного произведения воды (10‾14) к константе
диссоциации слабого электролита, образовавшегося в результате
гидролиза
Реакция среды зависит от величины константы диссоциации кислоты и
основания.
Давление
осмотическое
см. Осмос
Дипольный
момент
· химической
связи
· молекулы
Диссоциация
(электролитичес
кая)
в растворах
· степень
Произведение абсолютного значения заряда электрона q на расстояние l
между центрами положительного и отрицательного зарядов:   q  l
Дипольный момент химической связи − векторная величина. Для
симметричных молекул с ковалентной полярной связью μмол .= 0,
например: CO2, BF3, CH4, SiH4. Несимметричные молекулы, например:
NH3, H2O, имеют μ ≠ 0
Разложение молекул кислот, оснований, солей на положительно
заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) под
действием полярных молекул растворителя
Отношение числа молекул, которые продиссоциировали на ионы, к
общему числу молекул электролита:

· константа
Доля вещества
массовая
N продиссоцbиировав ших
м олекул
сМ ( раствора)
Для сильных электролитов степень диссоциации равна единице, для
слабых она значительно меньше единицы. Отсюда следует, что в
растворах сильных электролитов вещество находится в виде ионов, в
растворах слабых – в виде молекул и небольшого числа ионов, в
неэлектролитах – в виде молекул.
Применима для количественной характеристики электролитической
диссоциации слабых электролитов. Чем меньше величина константы
диссоциации, тем более слабым является электролит. Например,
диссоциация слабой азотистой кислоты характеризуется равновесием:
HNO2  H+ + NO2‾ и константой равновесия:

[ H  ] [ NO2 ]
K
 4 10  4
[ HNO 2 ]
Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым
является электролит
см. Концентрация вещества в растворе
107
Закон
· Гесса
- следствие
· действия
масс (ЗДМ)
Тепловой эффект химических реакций, протекающих при V,Т─const или
Р,Т─const, не зависит от пути протекания процесса, а определяется лишь
видом и состоянием начальных и конечных веществ
Тепловой эффект химического процесса (ΔrН) равен разности между
суммами энтальпий образования продуктов реакции и исходных
веществ:
ΔrН = Σ ν ∙ΔfН (продуктов реакции) −
− Σ ν ∙Δ fН (исходных веществ),
где ν ─ стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции
Отношение относительных равновесных концентраций продуктов
реакции к произведению относительных равновесных концентраций
исходных
веществ
в
степенях,
равных
стехиометрическим
коэффициентам, при постоянной температуре является величиной
постоянной.
Для равновесного процесса
H2 + Br2  2HBr
ЗДМ математически выражается через константу химического
равновесия
[ HBr ] 2
К
.
[ H 2 ] [ Br2 ]
Для элементарной необратимой химической реакции: аА + bB → dD
ЗДМ выражается через кинетическое уравнение реакции
  k  c A a  cB b ,
где k – константа скорости реакции, зависит от природы реагирующих
веществ и температуры. Кинетическое уравнение реакции характеризует
влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических
реакций
· периодический
Д.И. Менделеева
Свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ
находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов
элементов
· Рауля
Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя
над раствором нелетучего вещества пропорционально молярной доле
растворённого вещества
· электролиза
(Фарадея)
Согласно законам Фарадея:
Защита
Комплекс
M Э  I t
,
96500
где m ─ масса вещества, окисленного или восстановленного на
электроде, г;
Мэ ─ молярная масса эквивалента вещества, г/моль;
I ─ сила тока. А; t ─ время электролиза,с;
96500 ─ число Фарадея, Кл/моль (А · с/моль)
m
мероприятий
по
увеличению
108
металлов
от коррозии
работоспособности и надёжности
металлов: изоляция поверхности
окружающей среды (защитные
легирование
или
пассивация
уменьшением
агрессивности
электрохимическими методами
протекторная защита)
· катодная
Осуществляется
путём
присоединения
защищаемого металла к катоду внешнего
источника постоянного тока, роль анода
выполняет электрод из неактивного металла или
стальной (чугунный) лом, который называют
«жертвенным» анодом. На катоде идёт процесс
восстановления окислителя из окружающей
среды, а на аноде ─ окисление «жертвенного»
анода или веществ из окружающей среды
защита
· протекторная
защита
· защитные
покрытия
- неметалли
ческие
- металличе
ские
Изобарноизотермический
потенциал
Ионномолекулярные
уравнения
Ионное
произведение
воды
Катод
изделий из
металла от
покрытия),
металлов,
среды,
(катодная,
К защищаемому металлу присоединяют
достаточно массивный кусок более активного в
данных условиях металла, который будет
разрушаться и защищать основной металл от
коррозии. Данный метод применяют для
защиты
от
коррозии
металлических
конструкций, погруженных в воду, а также
подземных сооружений
Лакокрасочные; мастичные, шпатлёвочные,
жидкие резиновые смеси;
оклеечные;
гуммировочные, облицовочные, футеровочные
Для металлических защитных покрытий
выбираются самопассивирующиеся (Zn, Cd, Ni,
Cr, Sn, Pb) или неактивные металлы (Au, Ag). В
зависимости от электрохимической активности
защищаемого металла и защитного слоя
различают
анодные
(более
активными
металлами) и катодные (менее активными
металлами) покрытия
см. Энергия Гиббса
см. Уравнения ионно-молекулярные
Произведение концентрации ионов водорода и гидроскид-ионов для
воды и водных растворов при 22 0С: КW = [Н+] ∙ [OH─] = 10–14
В электрохимических системах: электрод, на котором
восстановление.
см. Гальванический элемент, Электролиз
идёт
109
Катодная защита
см. Защита металлов от коррозии
Квантовые
Графическое изображение АО в виде квадратиков, а электронов − в
ячейки
виде стрелок
Кинетика
химическая
Кислотноосновное
взаимодействие
Классы
неорганических
соединений
· оксиды
· гидроксиды
− кислотные
(кислоты)
− оснóвные
(основания)
· соли
· кислые
· основные
Константа
· гидролиза
· диссоциации
· скорости
реакции
· химического
равновесия
Концентрация
вещества
в растворе
· молярная
см. Скорость химической реакции
см. Принцип кислотно-основного взаимодействия
Сложные вещества неорганической природы
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из
которых – кислород. Общая формула оксидов:
ЭХОУ, где х – число
атомов элемента, у – число атомов кислорода
Продукты прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой
Сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и
кислотного остатка. Например: НCl, H2SO4, H2CO3. Существуют также
бескислородные кислоты, которые не являютя гидратами оксидов,
например: HCl, HBr, H2S.
Сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и
одной или нескольких гидроксильных групп OН‾. Например: NaOH,
Ca(OH)2, Fe(OH)2.
Сложные вещества, состоящие из кислотного и основного остатков.
Например: NaCl, CaSO4, FeCO3. Кислотный остаток – группа атомов,
которая получается, если от кислоты мысленно отнять один или
несколько атомов водорода. Оснóвный остаток – часть молекулы
основания, которая остаётся при мысленном отрыве от неё одной или
нескольких гидроксильных групп
Образуются при неполном замещении водорода в молекулах
многоосновных кислот атомами металла, т.е. в избытке кислоты
Образуются при неполном замещении гидроксильных групп в молекулах
многокислотных оснований кислотными остатками, т.е. в избытке
основания
см. Гидролиз солей
см. Диссоциация (электролитическая) в растворах
см. Скорость реакции
см. Закон действия масс
Отношение количества или массы вещества,
содержащегося в растворе, к объёму или
массе этого раствора
m2
cM 
, моль .
л
M V
2
110
· молярная
эквивалента
вещества
· массовая доля
· моляльная
Коррозия
металлов
· химическая
· электрохимическая
cЭ 
m2
, моль .
л
M Э V
m2
 (100 % ) , доли единицы (или %)
m1  m2
m  1000 моль
cm  2
,
.
кг
M 2  m1
Условные обозначения:
m1 − масса растворителя, г; m2 − масса
растворённого вещества, г; М2 ─
молярнаямасса растворённого вещества, г/
моль; МЭ − молярная масса эквивалента
растворённого вещества, г/ моль; V ─ объём
раствора, л
Самопроизвольное разрушение металлов вследствие физико-химического
взаимодействия с окружающей средой

Наблюдается при контакте металлов с сухими агрессивными газами (O2,
SO2, Cl2, CO) ─ газовая коррозия и с жидкими неэлектролитами (нефть и
продукты её переработки) ─ жидкостная коррозия. Характерна для сред,
не проводящих электрический ток
Протекает в электролитах и сопровождается возникновением
коррозионного тока между анодными и катодными участками
поверхности металла
см. Энергия Гиббса, Энтропия
Критерий
самопроизвольного
протекания
процессов
Направление
см. Энергия Гиббса
самопроизвольно
го протекания
процессов
Нейтрализации
Реакция между кислотой и основанием, в результате которой образуется
реакция
вода Н+ + ОН = Н2О
Неподелённая
Два электрона, имеющие одинаковые главное, орбитальное и магнитное
электронная пара квантовое число, например: в атоме водорода 1s2, в атоме азота,
имеющего электронную структуру 1s22s22p3, неподелёнными являются
пары 1s22s2, на внешнем уровне − 2s2
Неполярные
молекулы
Окраска
индикаторов
Окислители
Имеют дипольный момент молекулы (μмол.) равный нулю, непример:
N2. CO2. SiH4
см. Индикаторы
Вещества, содержащие в своём составе элементы, которые в ходе
окислительно-восстановительного процесса понижают свою степень
111
окисления. Например, неметаллы VI и VII групп малых периодов:
S0 + 2e‾ → S2‾
−
Окислительновосстановительн
ые реакции
Осмос
Полярные
молекулы
Правило
· Гунда
· Вант Гоффа
см. Химические реакции
Диффузия вещества через полупроницаемую мембрану, через которую
проходит растворитель, но не проходят растворённые вещества. Внешнее
давление, которое нужно приложить, чтобы осмос прекратился, называется
осмотическим и обозначается π. Экспериментально было найдено, что
осмотическое давление пропорционально молярной концентрации раствора
(см) и температуре (Т, К)
π = cм R T,
где R ─ универсальная газовая постоянная. Это уравнение называют
законом Вант-Гоффа. В таком виде оно применимо только к растворам
неэлектролитов
Имеют дипольный момент молекулы (μмол.) отличный от нуля,
например: H2O, NH3, BF3
Электроны на эквивалентных орбиталях располагаются так, чтобы
суммарный спин их был максимальным
При изменении температуры на каждые 10 градусов скорость
химической реакции изменяется в (2-4) раза
t

t
2
t 2  t1
10
,
1
где υ t1 и υ t2 – скорость реакции при тем
пературах t1 и t2 ;
γ – температурный коэффициент скорости
реакции,
показывающий во сколько раз изменяется скорость реакции при
изменении температуры на каждые 10 0
· Клечковского
Принцип
· кислотноосновного
взаимодействия
Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей
происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n + l), а
при равной сумме (n + l) в порядке возрастания числа n.
Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в
следующий ряд:
1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d <5p  6s  5d …
Состоит в том, что химическое взаимодействие возможно между
соединениями, проявляющими кислотные свойства с соединениями
оснóвного характера, т.е. реакция между основным и кислотным
оксидом:
СаО + СО2 → СаСО3 возможна,
а реакция между основным оксидом и основанием: СаО + NaOH ≠
112
невозможна
· Ле Шателье
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо
воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие
сместится в таком направлении, что оказанное воздействие
уменьшится
· наименьшей
энергии
Электроны в атоме в первую очередь заполняют атомные орбитали с
минимальной энергией
· Паули
В атоме не может быть двух одинаковых электронов, со всеми
одинаковыми четырьмя квантовыми числами, хотя бы одним
квантовым числом они должны отличаться
Степень
окисления
это условный заряд атома в соединении,
предположения, что соединение состоит из ионов.
вычисленный
из
Процесс
· восстановления
· окисления
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени
окисления элементов
Отдача электронов, сопровождающаяся понижением степени
окисления элементов
Равновесие
· химическое
При протекании обратимых химических реакций наступает в
момент, когда скорость прямой реакции становится равной скорости
обратной реакции
· константа
см. Закон действия масс
· смещение
Происходит в результате воздействия на систему внешних факторов
(концентрации реагирующих веществ, температуры, давления),
подчиняется принципу Ле Шателье
Распределение
электронов в
атомах
(электронные
формулы,
квантовые
ячейки)
Реагенты
качественного
обнаружения
ионов
Реакции
· гетерогенные,
гомогенные
В соответствии с принципом Паули на атомной орбитали
определённого типа максимально может находиться следующее число
электронов: s −2e‾, p − 6e‾, d − 10e‾, f − 14e‾. АО заполняются в
соответствии принципом наименьшей энергии и правилом
Клечковского
см. Качественный анализ
см. Химические реакции гетерогенные, гомогенные
113
· необратимые,
обратимые
·
экзотермические
·
эндотермически
е
Ряд
электрохимичес
кой
активности (ряд
активности)
металлов
Скорость
химической
реакции
· влияние
- концентрации
реагирующих
веществ
· кинетическое
уравнение
реакции
· температуры
Соли
Сродство к
электрону
Степень
· диссоциации
· окисления
- проявляемые
степени
окисления
Температура
· замерзания
растворов
(понижение)
см. Химические реакции необратимые, обратимые
см. Химические реакции экзотермические
см. Химические реакции эндотермические
Металлы,
расположенные
в
порядке
возрастания
алгебраической величины их электродных потенциалов. Чем
отрицательнее значение электродного потенциала, тем более активным
восстановителем является металл. Ряд стандартных электродных
потенциалов характеризует электрохимическую активность металлов в
окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной
среде при стандартных условиях
Число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу
времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице
поверхности (для гетерогенных реакций), изменение концентрации
реагирующих веществ в единицу времени
см. Закон действия масс
см. Закон действия масс
см. Правило Вант Гоффа, Энергия активации
см. Классы неорганических соединений
Энергия, выделяющаяся при присоединению электронов к моль
свободных атомов, выражается в кДж/моль
см. Электролитическая диссоциация
Воображаемый заряд атома, вычисленный из предположения, что
соединение состоит из ионов. Степени окисления имеют знак «+» или
«−» и целочисленное значение:
+1 +5 −2
1 +4 −2 +3 −2
H N O3, К2 S O3, Al2 O3.
Степень окисления вычисляется из условия, что соединение
электронейтрально.
Зависят от электронной структуры иона или атома, в том числе в
нормальном и возбуждённом состоянии. Например, сера может
проявлять степени окисления: −2 − принимая два электрона
(восстановитель), +4 − отдавая четыре электрона (окислитель), +6 −
отдавая шесть электронов (окислитель)
Разность между температурами замерзания чистого растворителя
(t0замез.) и раствора (tзамерз.) пропорциональна моляльной концентрации
растворённого вещества (cm):
114
Δt замерз.= t0замез.− tзамерз.= Ккр. · cm
где Ккр. – криоскопическая постоянная
· кипения
растворов
(повышение)
Температурный
коэффициент
скорости
реакции
Тепловой
эффект реакции
Угол связи
Уравнения
ионномолекулярные
· правила
написания
Фаза
Разность между температурами кипения чистого растворителя (t0кипн..)
и раствора (tкипен.) пропорциональна моляльной концентрации
растворённого вещества (cm):
Δt замерз.= tкипен.− t0кипен.= Кэб. · cm
где Кэб. – эбулиокопическая постоянная
см. Правило Вант Гоффа
см. Химические реакции
см. Гибридизация атомных орбиталей, валентный угол
Отражают равновесия в растворах электролитов. Обменные реакции в
растворах электролитов идут в сторону образования малорастворимых
веществ или слабых электролитов, которые записываются в виде
молекул, хорошо растворимые вещества и растворимые сильные
электролиты – в виде ионов, например:
NH4Cl + KOH → NH4OH + KCl,
+
NH4 + Cl‾ + K+ + OH‾→ NH4OH+ K+ + Cl‾,
NH4+ + OH‾ → NH4OH
слабый электролит
1. Составляется молекулярное уравнение реакции. Формулы веществ
записываются в соответствии с правилом валентности. Рассчитываются
(если необходимо) коэффициенты в соответствии с законом
сохранения массы веществ.
2. Составляется полное ионно-молекулярное уравнение. В
молекулярной форме следует записывать малорастворимые и
газообразные вещества, а также слабые электролиты. Все эти вещества
или не образуют в растворах ионов, или образуют их очень мало. В
виде ионов записывают сильные кислоты и основания, а также
растворимые соли. Эти электролиты существуют в растворе в виде
ионов, но не молекул.
3. Составляется сокращённое ионно-молекулярное уравнение. Ионы,
которые в ходе реакции не изменяются, сокращаются. Полученное
уравнение показывает суть реакции
Часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела,
при переходе через которую свойства изменяются скачком
Функции
состояния
системы
(характеристиче
ские)
Состояние и свойства системы можно характеризовать с помощью
термодинамических параметров состояния: T − температура, р –
давление, V –
объём, с − концентрация. Функциями
термодинамических параметров состояния являются: U – внутренняя
энергия, S – энтропия,Н – энтальпия, G – энергия Гиббса, F – энергия
Гельмгольца
Химическая
Явление
взаимодействия
атомов,
обусловленное
перекрыванием
115
связь
электронных облаков связывающих частиц, которое сопровождается
уменьшением полной энергии образовавшейся системы (молекулы,
кристалла, комплекса и т.п.). Различают три основных вида
химической связи: ковалентная, ионная, металлическая
Распределение электронной плотности в
основных типах химической связи
Ковалентная
связь
неполярная
полярная
+
+
+
+
Ионная связь
Металлическая связь
· ионная
При очень большой разности ЭО у взаимодействующих атомов
электронное облако химической связи максимально смещается в
сторону атома с бóльшей ЭО. Электрон почти полностью переходит от
одного атома к другому, в результате чего атомы превращаются в ионы.
Ионная связь – результат электростатического взаимодействия
противоположно заряженных ионов, она является предельным случаем
ковалентной полярной связи
· ковалентная
Согласно методу валентных связей (ВС) образуется двумя атомами за
счёт двух электронов с антипараллельными спинами, т.е. она
локализована между двумя атомами
- неполярная
Область перекрывания электронных облаков расположена
симметрично относительно ядер атомов и принадлежит им в равной
степени, то такая связь называется ковалентной неполярной. Этот вид
связи наблюдается, обычно, в молекулах, образованных атомами с
одинаковой электроотрицательностью. Например, Н2, Сl2, F2, N2, О2 и
т.д.
В молекулах, атомы которых различаются по электроотрицательности,
общая электронная пара (область перекрывания электронных облаков)
смещена с атому с бóльшей электроотрицательностью
Многоцентровая химическая связь с дефицитам электронов в твердом
или жидком веществе, основанная на обобществлении внешних
электронов атомов. Согласно теории свободных электронов в узлах
решетки металла находятся положительно заряженные ионы, которые
погружены в электронный «газ», распределенный по всему металлу
- полярная
· металлическая
· механизм
образования
ковалентной
связи
- обменный
Общая электронная пара образуется в результате взаимодействия двух
116
- донорноакцепторный
Химические
реакции
· гомогенные
· гетерогенные
· окислительновосстановительн
ые
· необратимые
· обратимые
· практически
необратимые
ионного
обмена
· скорость
· тепловой
эффект
атомов, имеющих непарные электроны с антипараллельными спинами
Общая электронная пара образуется в результате взаимодействия
одного атома, имеющего неподелённую электронную пару (донор) и
другого атома, имеющего свободную атомную орбиталь (акцептор).
Например, NH4Cl.
Протекают в гомогенной системе, состоящей из одной фазы: газовая,
раствор нескольких веществ в одном растворителе
Протекают на границе раздела фаз
В результате которых изменяются степени окисления элементов
Протекают только в одном направлении до конца, до полного
израсходования одного из реагирующих веществ
Протекает как в прямом, так и в обратном направлении, отмечаются
значком «»
Сопровождаются образованием осадка, слабого электролита или газа.
В обратном направлении протекают очень незначительно, например:
CaCl2 + Na2SO4 → CaSO4↓ + 2NaCl
Ca2+ + SO42‾ → CaSO4↓
см. Скорость химической реакции
Изменение энергии системы при протекании в ней необратимой
химической реакции и условии, что совершается только работа
расширения, обозначается ΔrН
·
Происходят с выделением теплоты. Тепловой эффект таких реакций
экзотермические отрицательный, например:
СаО(кр.)+SiО2(кр.)→СаО∙SiО2(кр.), ΔrН0= –89,1 кДж
·
Происходят с поглощением теплоты. Тепловой эффект таких реакций
эндотермически положительный, например:
е
CaCO3(кр) = CaO(кр) +CO2(г), rHо>0
Щелочноземель Кальций, стронций, барий
ные
металлы
Щелочные
Литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций – элементы IА группы
металлы
периодической системы
Электролитичес
кая
диссоциация
· константа
· степень
Электролиты
· сильные
· слабые
см. Диссоциация (электролитическая) в
растворах
см. Диссоциация (электролитическая) в
растворах
см. Диссоциация (электролитическая) в растворах
К электролитам относятся кислоты, основания, соли
Полностью диссоциируют на ионы, степень диссоциации α=1
Диссоциируют на ионы частично, степень диссоциации α<<1. В
процессе диссоциации устанавливается равновесие, которое
117
Электролиз
характеризуется соответствующей константой диссоциации
Совокупность процессов, происходящих при пропускании постоянного
тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и
раствора или расплава электролита
· анодный
Электрод, подключённый к положительному полюсу источника тока,
процесс
на аноде идёт окисление
· катодный
Электрод, подключённый к отрицательному полюсу источника тока, на
процесс
катоде идёт восстановление
·
На катоде в первую очередь будут восстанавливаться те системы,
последовательно
потенциал разложения которых менее отрицателен (или более
сть процессов на положителен), а на аноде в первую очередь будут окисляться системы
электродах
с менее положительным напряжением разложения
Электроды
·в
см. Гальванический элемент, Электролиз
электрохимичес
ких
системах
Электроотрицате Относительная
электроотрицательность
(ОЭО)
характеризует
льность
способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны
Электронные
формулы
Отражают распределение электронов в атомах на атомных орбиталях
энергетических уровней и подуровней. АО заполняются в соответствии
с принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом
Гунда. Например, электронная формула атома натрия: Na11 − 1s2 2s2
2p6 3s1,
иона натрия: Na+10 − 1s2 2s2 2p6
Энергетический
уровень
Состояние электрона, характеризующееся определённым значением
главного квантового числа «n». Максимально возможное число
электронов на уровне определяется по формуле: 2n2
· завершённый
·
незавершённый
Энергия
· активации
Содержит максимально возможное число электронов
Содержит менее максимально возможного числа электронов
Минимально избыточная по сравнению со средней энергия, которой
должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к
образованию нового вещества, выражается в кДж/моль. Основная
причина влияния температуры на скорость реакции заключается в
увеличении числа активных частиц с увеличением температуры
· Гиббса
Изобарно-изотермический потенциал ΔrG химического процесса,
характеризует направление его самопроизвольного протекания при
заданных условиях, если ΔrG < 0
· ионизации
Энергия, которую нужно затратить, чтобы моль нейтральных атомов
превратить в моль положительно заряженных ионов, выражается в
кДж/моль
118
Энтропия
Физическая величина, характеризующая степень неупорядоченности
систем, состоящих из большого числа частиц, находящихся в тепловом
движении. В изолированной системе самопроизвольные процессы
протекают в сторону увеличения энтропии: ΔrS
119