Міністерство освіти і науки, молоді та спорту

Міністерство освіти і науки, молоді та спорту

України

Сумський державний університет

Машинобудівний коледж

ОПОРНІ КОНСПЕКТИ

З дисципліни

„Хімія”

для студентів ІІ курсу всіх форм навчання спеціальностей:

5.05050302 „Технологія обробки матеріалів на верстатах і автоматичних лініях”,

5.05050311 „Хімічне і нафтове машинобудування”,

5.05040201 „Ливарне виробництво чорних і кольорових металів і сплавів”

Р.

 

Опорні конспекти розроблені викладачами дисципліни „Хімія” Пальмовою І.О. та Хроленко І.А.

 

 

Розглянуто і затверджено цикловою комісією природничо-математичних дисциплін

Протокол № від „ ” _________ 2011р.

ЗМІСТ

РОЗДІЛ 1. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК............................................................................................... 5

1.1. Основні закони хімії......................................................................................................................... 5

1.2. Будова атома.................................................................................................................................... 7

1.3. Будова речовин............................................................................................................................... 10

1.4. Періодичний закон і періодична система Д.І. Менделєєва....................................................... 12

1.5. Хімічний зв'язок............................................................................................................................ 14

1.6. Міжмолекулярна взаємодія. Типи кристалічних ґраток............................................................ 17

РОЗДІЛ 2. ЗАГАЛЬНІ ЗАКОНОМІРНОСТІ ХІМІЧНИХ ПРОЦЕСІВ.......................................................................................................... 18

2.1. Реакції йонного обміну.................................................................................................................. 18

2.2. Окисно-відновні реакції................................................................................................................ 19

2.3. Енергетика хімічних реакцій....................................................................................................... 22

2.4. Хімічна кінетика............................................................................................................................ 23

2.5. Хімічна рівновага........................................................................................................................... 26

РОЗДІЛ 3. ДИСПЕРСНІ СИСТЕМИ. РОЗЧИНИ. КОМПЛДЕКСНІ РЕЧОВИНИ....................................................................................... 29

3.1. Дисперсні системи........................................................................................................................ 29

3.2. Розчини і розчинність................................................................................................................... 33

3.3. Розчини електролітів. Електролітична дисоціація...................................................................... 36

3.4. Гідроліз солей.................................................................................................................................. 38

3.5. Комплексні сполуки....................................................................................................................... 40

РОЗДІЛ 4. ОСНОВИ ЕЛЕКТРОХІМІЇ............................................................................................................................................................ 43

4.1. Електрохімічні процеси. Електродні потенціали і електрорушійна сила............................... 43

4.2. Електроліз........................................................................................................................................ 46

4.3. Корозія металів.............................................................................................................................. 48

РОЗДІЛ 5. МЕТАЛИ ТА МАТЕРІАЛИ........................................................................................................................................................... 52

5.1. Метали та їх сплави........................................................................................................................ 52

5.2. Одержання металів......................................................................................................................... 55

5.3. Магній і берилій............................................................................................................................. 57

5.4. Алюміній і титан............................................................................................................................ 59

5.5. Ванадій, хром і марганець............................................................................................................. 62

5.6. Залізо, кобальт, нікель і мідь.......................................................................................................... 64

5.7. Цинк, галій, олово і свинець......................................................................................................... 66

5.8. Інструментальні і абразивні матеріали......................................................................................... 69

Рівні засвоєння навчального матеріалу:

− перший рівень – початковий – відповідь студента при відтворенні навчального матеріалу – елементарна, фрагментарна, зумовлюється початковими уявленнями про предмет вивчення;

− другий рівень – середній – студент відтворює основний навчальний матеріал, здатний розв’язувати завдання за зразком, володіє елементарними вміннями навчальної діяльності (*);

− третій рівень – достатній – студент знає істотні ознаки понять, явищ, закономірностей зв’язків між ними, а також самостійно застосовує знання в стандартних ситуаціях, володіє розумовими операціями (аналізом, абстрагуванням, узагальненням тощо), уміє робити висновки, виправляти допущені помилки; відповідь повна, правильна, логічна, обґрунтована, хоча їй бракує власних суджень (**);

− четвертий рівень – високий – знання студента є глибокими, міцними, узагальненими, системними; студент уміє застосовувати знання творчо, його навчальна діяльність має дослідницький характер, позначена вмінням самостійно оцінювати різноманітні життєві ситуації, явища, факти, виявляє і відстоює особисту позицію (***).

РОЗДІЛ 1. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК.

Тема 1.1. Основні закони хімії

План

Тема 1.2. Будова атома

План

1. Сучасні уявлення про будову атома. *

1. Характеристика квантових чисел. **
2. Розподіл електронів по рівнях і підрівнях. **

1. Довго в науці панувала думка, що атоми неподільні, тобто не містять простіших складових частин. Вважалося також, що атоми незмінні: атом певного елемента ні за яких умов не може перетворитися в атом будь-якого іншого елемента. Проте наприкінці ХІХст. було встановлено ряд фактів, які свідчать про складну будову атомів і про можливість взаємоперетворень їх.

Резерфорд у 1911р. запропонував схему будови атома, згідно якої він містив позитивно заряджене важке ядро, оточене електронами. Проте модель Резерфорда у деяких відношеннях суперечила твердо встановленим фактам:

• не пояснювала стійкості атома (за законами електродинаміки електрон, обертаючись навколо ядра, повинен в результаті втрати енергії на випромінювання «впасти» на ядро і атом припинить своє існування)
• при наближенні до ядра довжини хвиль, що випромінюються електроном, повинні безперервно змінюватися, утворюючи суцільний спектр. А спектр є лінійчатим.

Істотний крок у розвитку уявлень про будову атома зробив у 1913р. Нільс Бор, який запропонував теорію, що об’єднує ядерну модель атома з квантовою теорією світла.

Основні положення своєї теорії Бор сформулював у вигляді таких постулатів:

• Електрон може обертатися навколо ядра не по будь-яких, а тільки по деяких певних колових орбітах (стаціонарних). рухаючись по стаціонарній орбіті, електрон не випромінює електромагнітну енергію.
• При переході з однієї орбіти на іншу електрон поглинає або випромінює квант енергії.

Проте залишалось незрозумілим: де перебуває електрон у процесі переходу з однієї орбіти на іншу? Зомерфельд вдосконалив теорію Бора. Він припустив, що в атомі можуть бути не тільки кругові, а й еліптичні орбіти електронів. Недоліки теорії Бора-Зомерфельда:

• не пояснює всі деталі спектральних характеристик атомів
• не дає можливості кількісно розрахувати хімічний зв'язок.

У 1924р. де Бройль припустив, що корпускулярно-хвильова двоїстість властива електронам. Тому електрон повинен мати хвильові властивості, і для нього справджується рівняння де Бройля. Для електрона з масою і швидкістю можна написати:

 

Корпускулярні властивості електрона виявляються у його здатності проявляти свою дію тільки як цілого. Хвильові властивості виявляються в особливостях його руху, дифракції і інтерференції електронів.

2. Існує система квантових характеристик електрона (квантові числа), яка визначає стан електрона в атомі.

Характеристика квантових чисел

Головне	n	Визначає можливі енергетичні стани електрона в атомі. Чим більше n, тим більший розмір електронної хмаринки і більша енергія електрона. Набуває позитивні цілочисельні значення – 1, 2, 3, 4…, які відповідають енергетичному рівню електрона.
Орбітальне	l	Визначає форму електронної орбіталі. Може приймати значення від 0 до (n-1). Таким чином для: 1) n =1 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; 2) n =2 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; 3) n =3 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма 4) n =4 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма; підрівень l = 3(f-стан) 5) n =5- підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма; підрівень l = 3(f-стан) підрівень l = 4(g- стан)
Магнітне	m	Визначає орієнтацію орбіта лі в просторі. Набуває цілочисленних значень від +l до –l, включаючи 0.
Спінове	s	Визначає стан електрона. Крім орбітального момента кількосиі руху, електрон володіє власним моментом кількості руху в результаті руху навколо своєї осі. Цей рух має назву «спін». Може приймати два значення +1/2 і -1/2 або просто + і -.

 

Приклад: для атому Гідрогену характерний набір квантових чисел: n=1; l=0; m=0; s=+1/2 або -1/2.

Електронні стани, які відповідають певним значенням n, l, m позначають коміркою. Таких стани два, і вони відрізняються лише s. Комірка являється символічним зображенням певної орбіталі.

3. Заповнення електронних оболонок атомів електронами головним чином визначається принципом Паулі і правилом Гунда (Хунда).

Принцип Паулі:

В атомі не може бути двох електронів в станах, які характеризуються чотирма однаковими квантовими числами.

Цей принцип дає можливість визначити число електронів на енергетичному рівні і підрівні.

Правило Гунда (заповнення орбіталей підрівня):

В межах підрівня електрони заповнюють максимальне число орбіталей.

або

Сумарний спін електронів в даному підрівні повинен бути максимальним.

Послідовність заповнення атомних орбіталей залежно від значень головного і орбітального квантових чисел дослідив Клечковський, який встановив, що енергія електрона зростає із збільшенням суми цих двох квантових чисел.

Правила Клечковського:

1) При збільшенні заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного і орбітального квантових чисел до орбіталей з більшим значенням цієї суми.

Електронна будова атомів калію і кальцію відповідає цьому правилу. Для 3d-орбіталей (n=3, l=2) сума дорівнює 5, а для 4s-орбіталі (n=4, l=0) дорівнює 4. Раніше заповнюється 4s-підрівень.

2) При однакових значеннях суми (n+l) заповнення орбіталей відбувається послідовно у напрямі зростання значення головного квантового числа n.

Контрольні запитання:

1. Постулати Бора. Недоліки теорії Бора.
2. Запишіть квантові числа для останнього електрона атома Карбону.
3. Сформулюйте правила Клечковського.
4. Яка орбіталь буде заповнюватися першою 5s або 4f? Відповідь обґрунтуйте розрахунками.
5. Складіть електронні та графічні формули атомів алюмінію, кадмію, вольфраму.

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. ІІІ, §§ 20-32 с. 57-99.

2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 2, §§ 9-12, 14, с. 16-23.

 

Тема 1.3. Будова речовин

План

План

Періодичний закон.

1. Періодична система, її будова.
2. Зміна властивостей елементів в періодах і групах. *

1. На відміну від своїх попередників Менделєєв був впевнений, що між усіма хімічними елементами має існувати закономірний зв'язок, що об’єднує їх в єдине ціле, і зробив висновок, що в основу систематики елементів слід покласти їхню атомну масу, тобто величину, що характеризує відносну масу атома.

Справді, розмістивши всі елементи в порядку зростання атомних мас, Менделєєв виявив, що схожі з хімічного погляду елементи зустрічаються через правильні інтервали і що, отже в ряду елементів багато які властивості періодично повторюються.

Ця закономірність дістала назву Періодичний закон (1869р):

Властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг(мас) елементів.

Сучасне формулювання:

Властивості хімічних елементів, а також простих і складних речовин, які вони утворюють, перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядра атомів цих елементів.

2. ПС – графічне зображення періодичного закону.

Періодична система складається з 7 періодів і 8 груп. Кожна група складається з двох підгруп – головної і побічної.

Період – горизонтальний ряд хімічних елементів.

Група – вертикальний стовпчик хімічних елементів.

3. Зміна властивостей хімічних елементів в міру зростання їхньої атомної маси не відбувається неперервно в тому самому напрямі, а має періодичний характер. Через певне число елементів відбувається ніби повернення назад, до вихідних властивостей, після чого певною мірою знову повторюються властивості попередніх елементів в такій самій послідовності, але з деякими якісними і кількісними відмінами.

Властивості змінюються періодично, тому що періодично повторюється конфігурація зовнішнього рівня.

Атомний радіус характеризує міжатомний простір і дорівнює половині відстані між ядрами однакових атомів в молекулі.

Енергія іонізації – найменша енергія, яка необхідна для відриву електрона від нейтрального атома.

Спорідненість до електрону – енергія, яка виділяється або поглинається в разі приєднання до атому одного електрона.

Енергія іонізації і спорідненість до електрону співпадають, але відрізняються за знаком.

Електронегативнсть – здатність його атому притягувати спільні електронні пари порівняно з іншими елементами сполуки.

Таблиця. Періодичність зміни властивостей

Властивість	В періоді (зліва направо)	В групі (згори вниз)
Атомний радіус	↓(оскільки заряд ядра ↑, кількість електронів ↑)	↑(оскільки число енергетичних рівнів ↑)
Енергія іонізації	↑(зростає притягання електронів зовнішнього рівня)	↓(зменшується притягання між електронами зовнішнього рівня і ядром)
Спорідненість до електрону	↑	↓
Електронегативність	↑	↓

Контрольні запитання:

1. Сформулюйте періодичний закон.
2. Будова періодичної системи.
3. Чому властивості елементів змінюються періодично?
4. Як змінюються основні характеристики елементів у групах (у періодах)?
5. Охарактеризуйте будову атомів елементів алюмінію і титану за положенням в ПС.
6. Як зміняться властивості в ряду B – Al – Ga – In – Tl?

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. ІІ, §§ 17-19 с. 47-56.
2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 2, §§ 7-8, 13, 15-17, с. 14-16, 20-27.

 

Тема 1.5. Хімічний зв'язок.

План

План

1. Міжмолекулярна взаємодія.*
2. Вплив типу кристалічної ґратки на властивості речовин.**

1. Коли речовина перебуває в газоподібному стані, то частинки, що її утворюють, хаотично рухаються і при цьому переважну частину часу перебувають на великих відстанях одна від одної. Внаслідок цього сили взаємодії між ними дуже малі.

Коли речовина перебуває в конденсованому стані – рідкому чи твердому, відстані між частинками речовини малі і сили взаємодії між ними великі. Ці сили мають електричну природу. Але залежно від того, що являють собою частинки – чи вони є атоми металічного або неметалічного елемента, йони або молекули – ці сили істотно відмінні.

Якщо речовина побудована з атомів, але не є металом, то її атоми звичайно пов’язані один з одним ковалентним зв’язком. Якщо речовина має йонну будову, то йони, що її утворюють, утримуються один біля одного силами електростатичного притягання.

Для речовин з молекулярною структурою властива міжмолекулярна взаємодія.

Сили міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса) слабші від ковалентних сил, але проявляються на більших відстанях. В їх основі лежить електростатична взаємодія диполів.

1) якщо речовина складається з полярних молекул (вода), то в конденсованому стані молекули орієнтуються одна відносно одної своїми різнойменно зарядженими кінцями, внаслідок чого спостерігається взаємне притягання їх (орієнтаційна взаємодія)

2) у речовин, що складаються з неполярних, але здатних до поляризації молекул (СО₂) спостерігається виникнення наведених або індукованих диполів. Причина їх виникнення звичайно полягає в тому, що кожний атом створює поблизу себе електричне поле, яке викликає поляризуючи дію на найближчий атом сусідньої молекули. Молекула поляризується, і утворений індукований диполь, в свою чергу поляризує сусідні молекули. Внаслідок цього молекули притягуються одна до одної.

3) дисперсійна взаємодія: миттєві диполі виникають у твердих тілах і рідинах узгоджено, причому кінці сусідніх молекул виявляються зарядженими електрикою протилежного знака, що приводить до їх притягання.

2. Кристалічні гратки – розташування йонів, молекул, атомів у певному просторовому порядку.

Табл. Залежність властивостей від типу кристалічної гратки.

	Молекулярна	Атомна	Йонна
Складові частки	молекули	атоми	йони
Тип зв’язку між частинками	міжмолекулярна взаємодія	ковалентний	йонний
Міцність	не досить тверді	тверді	тверді, ламкі
температури плавлення і кипіння	низькі	високі	високі
електропровідність	діелектрики	діелектрики або напівпровідники	діелектрики; у водних розчинах або розплавах - провідники
Розчинність у воді	розчинні (з полярним типом звязку) і нерозчинні (з неполярним типом зв’язку)	нерозчинні	розчинні
Приклади	вода, амоніак, сухий лід, сірка, йод (тв), фосфор, більшість орг. речовин	алмаз, графіт	більшість солей, оксидів і основ

 

Контрольні запитання:

1. Охарактеризуйте сили Ван дер Ваальса.
2. Що називається кристалічною ґраткою? Назвіть типи кристалічних ґраток.
3. Якими властивостями володіють речовини: вода, срібло, вуглекислий газ, графіт, кухонна сіль?
4. Як розчиняються у воді речовини з різним типом кристалічної гратки?

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. V, §§ 48-51 с. 157-163.
2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 3, §§ 25-26, с. 34-36.

 

План

1. Поняття про реакції іонного обміну.*
2. Умови перебігу реакцій іонного обміну:

2.1. Реакції з виділенням газу.*

2.2. Реакції з випаденням осаду.*

2.3. Реакції з утворенням слабкого електроліту*

1. Оскільки електроліти в розчинах розпадаються на йони, то і реакції електролітів повинні відбуватися між йонами.

Реакції йонного обміну – це реакції обміну в розчині за участю йонів.

Приклад: реакції між розчинами FeCl₃ i KOH; Pb(NO₃)₂ i H₂SO₄

Для реакцій йонного обміну складають 3 рівняння реакцій: молекулярне, повне йонне і скорочене йонне.

Приклад:

1) записати рівняння реакції в молекулярному вигляді: FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

2) переписати це рівняння, зобразивши речовини, що добре дисоціюють, у вигляді йонів, а ті, що виходять зі сфери реакції, - у вигляді молекул:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ +3Cl^-

Це йонне рівняння реакції.

3) виключити з обох частин йонного рівняння однакові іони, тобто іони, які не беруть участі в реакції (вони підкреслені): Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ + 3Cl ^-

4) записати рівняння в скороченому вигляді: Fe³⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓

2. Умови, за яких реакції йонного обміну від буваються в одному напрямку:

1) виділення газу;

2) випадення осаду;

3) утворення слабкого електроліту

2.1. Реакції з виділенням газу

Приклад:

K₂CO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

2K⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2K⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

2.2. Реакції з утворенням осаду

Приклад:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2H⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

2.3. Реакції з утворенням слабкого електроліту (води)

Приклад:

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄↓ + 2H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺+ SO₄^2- + 2H₂O

OH^- + H⁺ → H₂O

Контрольні запитання:

1. Які реакції називаються реакціями йонного обміну?
2. Умови проходження реакцій йонного обміну до кінця.
3. Скласти рівняння йонного обміну в трьох формах між речовинами:

а) натрій силікат та хлоридна кислота;

б) натрій карбонатом та нітратною кислотою;

в) калій гідроксидом та сульфітною кислотою.

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. VІІІ, § 88 с. 246-249.
2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 5, §44, 14, с. 52-53.

 

План

1. Поняття про ступінь окиснення. Правила визначення ступенів окиснення.*
2. Поняття про окисно-відновні реакції. *
3. Типи окисно-відновних реакцій.*
4. Метод електронного балансу.**

1. Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в речовині за умови, що всі зв’язки іонні.

Ступінь окиснення складається з двох частин:

1) знаку (якщо + - атом віддав електрони; якщо – - атом приєднав електрони)

2) з числа (воно означає число електронів, зміщених від атома даного елемента до атома іншого елемента)

Правила для визначення С.О.:

1) С.О. атома елемента у вільному стані дорівнює 0.

2) С.О. Гідрогену дорівнює +1, а в гідридах металів дорівнює -1.

3) С.О. Оксигену дорівнює -2, тільки в OF₂ дорівнює +2, в пероксидах -1.

4) С.О. усіх атомів в сполуці дорівнює 0.

5) С.О. усіх атомів в йоні дорівнює його заряду.

6) С.О. може бути дробним числом.

1. Окисно-відновні реакції – це реакції, які відбуваються зі зміною ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Під час окисно-відновних реакцій одночасно відбувається 2 процеси – окиснення і відновлення.

Окиснення – процес віддачі електронів атомом, молекулою або йоном.

Відновлення – процес приєднання електронів атомом, молекулою або йоном.

Окисник – частинка, що приєднує електрони (неметали з високою електронегативнстю; катіони; йони та молекули, що місять елемент з високим с.о.)

Відновник – частинка, що віддає електрони (метали; аніони; неметали з невисокою електронегативність; йони та молекули, що містять атоми з невисоким (проміжним) с.о.)

3. Типи ОВР:

1) Міжмолекулярні (ступінь окиснення змінюють атоми, що входять до складу різних вихідних речовин)

_{0 +2 0 +1}

Пр.: H₂ + CuO → Cu + H₂O

2) Внутрішньомолекулярні (атоми, що змінюють с.о., входять до складу однієї сполуки)

_{+1 -2 - 1 0}

Пр.: 2KClO→ 2KCl + O₂

3) Реакції диспропорціонування (атоми одного й того самого елемента з певним с.о. є як окисниками, так і відновниками)

_{+1 +2 0}

Пр.: 2CuI→ CuI₂ + Cu

4. Коефіцієнти в ОВР розставляються методом електронного балансу.

_{+5 -2 +4 0}

Cu(NO₃)₂ → CuO + NO₂ + O₂

 

_{-2 0}

2O – 4e → O₂ 1 відновник окиснюється

_{+5 +4}

N + 1e → N 4 окисник відновлюється

Підставляємо знайдені коефіцієнти у схему реакції:

2Cu(NO₃)₂ → CuO + 4NO₂ + O₂

Підбираємо коефіцієнт перед формулою CuO:

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

Контрольні запитання:

1. Що називається ступенем окиснення? Правила визначення ступенів окиснення.
2. Визначте ступені окиснення в речовинах: K₂Cr₂O₇, H₂SO₃, HClO, KClO₃.
3. Які реакції називаються окисно-відновними? Навести приклади.
4. Розставте коефіцієнти методом електронного балансу, визначте тип окисно-відновних реакцій:

а) H₂S + HNO₃ → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

б) NH₄NO₂ → N₂ + H₂O

в) K₂MnO₄ + H₂O → KMnO₄ + MnO₂ + KOH

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. IX, §§ 93-97 с. 264-272.
2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 3, § 28, Гл. 7, §§ 55-59, с. 37-38, 66-74.

 

План

1. Термохімія. Поняття про тепловий ефект реакцій.
2. Класифікація реакцій за тепловим ефектом. Термохімічні рівняння.*
3. Закон Гесса.*

1. Хімічні реакції супроводжуються певними енергетичними змінами. Ці енергетичні зміни іноді навіть важливіші, ніж утворення в процесі цих реакцій нових речовин. Як приклад досить згадати реакції горіння палива. Тому важливо вивчати ті енергетичні зміни, які відбуваються під час реакцій.

Розділ хімії, присвячений кількісному вивченню теплових ефектів реакцій, називається термохімією.

Хімічні реакції відбуваються з виділенням або поглинанням енергії. Звичайно ця енергія виділяється або поглинається у вигляді теплоти. Виділення теплоти при взаємодії різних речовин дає підставу визначати, що ці речовини ще до реакції в прихованій формі мали певну енергію. Така форма енергії, яка прихована в речовинах і яка вивільняється під час хімічних, а також деяких фізичних процесів називається внутрішньою енергією речовини.

Під час хімічних перетворень вивільняється частина енергії, яка є в речовинах. Вимірюючи кількість теплоти, що виділяється під час реакції, можемо судити про зміну цього запасу. Тепловий ефект реакції – це теплота, яка виділяється (поглинається) під час реакції.

Тепловий ефект залежить від: природи реагуючих речовин, маси реагуючих речовин, температури, агрегатних станів речовин, алотропних модифікацій.

2. За тепловим ефектом всі реакції поділяються на екзотермічні і ендотермічні. Реакції, що відбуваються з виділенням енергії, називають екзотермічними, а реакції, під час яких енергія поглинається – ендотермічними.

Теплові ефекти можна включати в рівняння реакцій. Хімічні рівняння, в яких вказано тепловий ефект реакції називаються термохімічними рівняннями. Величину теплового ефекту звичайно записують у правій частині рівняння із знаком плюс у випадку екзотермічної реакції і з знаком мінус у випадку ендотермічної реакції.

Пр.: 2H₂ + O₂ → 2H₂O + 571,6 кДж

N₂ + O₂ → 2NO – 90,25 кДж

Теплові ефекти реакцій прийнято відносити до 1 моля речовини, що утворюється. Кількість теплоти, яка виділяється або поглинається під час утворення 1 моля сполуки з простих речовин, називається теплотою утворення даної сполуки.

3. Розрахунки в термохімії ґрунтуються на законі Гесса.

Закон Гесса:

Тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового і кінцевого стану речовин і не залежить від проміжних стадій.

1) 2NaOH_(водн) + H₂SO_4(водн) → Na₂SO_4(водн) + 2H₂O + 131,4 кДж

2) NaOH_(водн) + H₂SO_4(водн) → NaHSO_4(водн) + H₂O + 61,7 кДж

NaHSO_4(водн) + NaOH_(водн) → Na₂SO_4(водн) + H₂O + 69,7 кДж

Правило з закону Гесса: тепловий ефект хімічної реакції дорівнює сумі теплот утворення кінцевих речовин з відніманням суми теплот утворення вихідних речовин (з врахуванням коефіцієнтів в рівнянні реакції)

Контрольні запитання:

1. Що називається тепловим ефектом реакції?
2. Класифікація реакцій за тепловим ефектом.
3. Закон Гесса.
4. При взаємодії 9,18 л хлору з надлишком водню виділилось 75 кДж теплоти. Напишіть термохімічне рівняння реакції. Розрахуйте значення теплоти утворення хлороводню.
5. Теплота утворення аміаку становить -46 кДж/моль. Скільки теплоти виділиться при взаємодії 80 л водню (н.у.) з надлишком азоту?

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. VІ, §§ 54-56, с. 166-170.
2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 2, §§ 9-12, 14, с. 16-23.

 

Тема 2.4. Хімічна кінетика

План

1. Кінетика. Поняття про швидкість реакції.
2. Фактори, які впливають на швидкість реакції

2.1. Концентрація реагуючих речовин.**

2.2. Температура та природа реагуючих речовин.*

2.3. Наявність каталізаторів.*

1. З курсу хімії ви вже знаєте, що всі реакції відбуваються з різними швидкостями. Деякі з них повністю закінчуються за малі частки секунди, інші тривають хвилини, години, дні; відомі реакції, що потребують для свого перебігу кілька років, десятиріч і ще більших відрізків часу. Крім того, та сама реакція може в одних умовах, наприклад, при підвищених умовах відбуватися швидко, а в інших, наприклад, під час охолодження, − повільно.

Знання швидкостей хімічних реакцій має дуже велике наукове і практичне значення. Наприклад, у хімічній промисловості при виготовленні тієї чи іншої речовини від швидкості реакції залежать розміри і продуктивність апаратури, кількість виготовленого продукту.

Розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних реакцій, називається хімічною кінетикою.

Швидкістю гомогенної реакції називається: 1) кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється під час реакції за одиницю часу в одиниці об’єму системи

2) Швидкістю реакції в гомогенній системі називається зміна концентрації будь-якої з речовин, що вступають у реакцію або утворюються під час реакції, що відбувається за одиницю часу.

або ,

де ΔС – зміна концентрації; Δn – зміна кількості речовини; Δt – зміна часу; V – об’єм системи.

Швидкістю гетерогенної реакції називається кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється під час реакції за одиницю часу на одиниці поверхні фази.

, де S – площа поверхні фази, на якій відбувається реакція

2. Фактори, що впливають на швидкість реакції:

· Природа реагуючих речовин;

· Концентрація речовин;

· Температура;

· Наявність у системі каталізаторів

2.1. Необхідною умовою, щоб між частинками вихідних речовин відбулася хімічна взаємодія, є їхнє зіткнення одна з одною. Тому швидкість реакції пропорційна числу зіткнень, яких зазнають молекули реагуючих речовин.

Число зіткнень тим більше, чим вища концентрація кожної з вихідних речовин, або те саме, чим більший добуток концентрацій реагуючих речовин. Так, швидкість реакції А + В → С пропорційна добутку концентрації речовини А на концентрацію речовини В. Позначаючи концентрації речовин А і В відповідно через [А] і [В], можна написати:

υ = k[А][В], де

k – коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.

Аналогічно, для реакції 2А + В → С можна написати υ = k[А][А][В] = k[А]²[В].

Викладені міркування підтверджуються законом діючих мас (закон Гульдберга-Вааге): При сталій температурі швидкість хімічної реакції пропорційна добуткові концентрацій реагуючих речовин, причому кожна концентрація входить у добуток в степені, що дорівнює коефіцієнту, який стоїть перед формулою речовини в рівнянні реакції.

Щоб дістати рівняння закону діючих мас, напишемо рівняння хімічної реакції в загальному вигляді: aA + bB + …→ …

Тоді за законом діючих мас можна записати у формі:

υ = k[А]^a[В]^b…

У випадку гетерогенних реакцій у рівняння закону діючих мас входять концентрації тільки тих речовин, які перебувають в газовій фазі або в розчині. Концентрація речовини, що перебуває в твердій фазі, звичайно є сталою величиною і тому входить у константу швидкості.

Величина константи швидкості залежить від природи реагуючих речовин, температури і наявності каталізаторів, але не залежить від концентрацій речовин.

2.2. Якщо скористатися результатами підрахунків, то виявиться, що число зіткнень між молекулами речовин за звичайних умов таке велике, що всі реакції мають відбуватися практично миттєво. Але не всі реакції закінчуються швидко. Цю суперечність можна пояснити, припустивши, що не всяке зіткнення речовин приводить до утворення продукту реакції. Щоб сталася реакція, треба спочатку розірвати або ослабити зв’язки між атомами в молекулах вихідних речовин, а на це потрібно затратити певну енергію.

З підвищенням температури число активних молекул зростає. Звідси виходить, що і швидкість хімічної реакції має збільшуватися з підвищенням температури.

Зростання швидкості реакції із зростанням температури прийнято характеризувати температурним коефіцієнтом швидкості реакції – числом, що показує, у скільки разів зростає швидкість певної реакції при підвищенні температури системи на 10 градусів. Температурний коефіцієнт різних реакцій різний.

Правилом Вант-Гоффа:

При підвищенні температури на кожні 10°С швидкість реакції зростає в 2-4 рази.

Математичний вираз правила Вант-Гоффа:

γ- температурний коефіцієнт; Т₁ і Т₂ – початкова і кінцева температури

2.3. Речовини, що не витрачаються в результаті проходження реакції, але не впливають на її швидкість, називаються каталізаторами. Явище зміни швидкості реакції під дією каталізаторів називається каталізом.

У більшості випадків дія каталізаторів пояснюється тим, що він знижує енергію активації реакції. При наявності каталізатора реакція проходить через інші проміжні стадії, при чому ці стадії енергетично більш доступні.

Контрольні запитання:

1. Що називається швидкість реакції?
2. Назвіть фактори, які впливають на швидкість хімічної реакції.
3. У скільки разів збільшиться швидкість реакції при підвищенні температури з 20ºС до 40ºС, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3?
4. При охолодженні реакційної суміші з 80ºС до 50ºС швидкість хімічної реакції зменшилась у 27 разів. Визначте температурний коефіцієнт реакції.
5. У скільки разів збільшиться швидкість реакції СО_(г) + Cl_2(г) → COCl_2(г), якщо концентрації вихідних речовин збільшити в 2 рази?

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. VІ, §§ 57-61, с. 170-181.
2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 4, §§ 30-32, с. 40-43.

 

Тема 2.5. Хімічна рівновага

План

1. Поняття про ланцюгові реакції.
2. Стан хімічної рівноваги.*

3. Зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє.**