- •Конспект лекций*
- •Ведущий лектор:
- •1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •2. Основные сведения по теории строения атома.
- •Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- •3. Квантово-механическая модель атома водорода.
- •4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
- •5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
- •Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :
- •6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.
- •6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.
- •6.2. Структура периодической системы химических элементов.
- •Лекция 2. Химическая связь
- •1. Основные типы и характеристики химической связи
- •Энергия химической связи (кДж/моль) - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
- •2. Ионная связь
- •Метод валентных связей рассматривает молекулу как систему из суммы отдельных связей. Такое представление не характеризует химическую реакционную способность молекул с большим числом связей.
- •Сигма - связь (-) -это связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
- •Например, вследствие sp- гибридизации орбиталей атома углерода многие соединения (сн4, cCl4) имеют форму тетраэдра:
- •4. Металлическая связь
- •5. Основные виды межмолекулярного взаимодействия.
- •6. Донорно-акцепторное взаимодействие
- •7. Водородная связь.
- •Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.
- •1.Основные понятия термодинамики.
- •2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
- •3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
- •При нормальных температурах и незначительном изменении s:
- •4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
- •Химическая кинетика
- •Химическое и адсорбционное равновесие
- •Лекция 5. Растворы.
- •3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
- •4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
- •5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
- •Осадок кристаллизация раствор
- •6. Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
- •Лекция 6. Электрохимические процессы
- •1. Понятие об электродном потенциале
- •Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- •2. Гальванические элементы
- •3. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов
- •Пример 2 Уравнение
- •Электролиз. Законы фарадея
- •1) Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
- •2. Химическая и электрохимическая коррозия. Виды коррозии, встречающиеся в судовой практике.
- •Коллоидные растворы.
- •Общие свойства металлов
- •Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- •Алканы.
- •Непредельные углеводороды.
- •Нафтены ( циклопарафины ).
- •Ароматические углеводороды.
- •Список рекомендуемой литературы
|
ФГБОУ ВПО «ГМУ им. адм. Ф.Ф. Ушакова» |
стр.
| |
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ «Химия» |
Индекс: (Файл) |
MCD 7.3-(30-02)-036401-С.2ДВ.1-2013 | |
Версия: |
1 |
Конспект лекции
УТВЕРЖДАЮ
Начальник кафедры
Ф.И.О.
(подпись)
« » 200 г.
Конспект лекций*
Направление подготовки
(специальность) 036401 «Таможенное дело»
Код ОКСО наименование
Ведущий лектор:
Жмырко Татьяна Григорьевна, доцент,
кандидат химических наук
(Ф.И.О., должность, учен. степень, учен. звание)
Одобрен на заседании кафедры
« 5» июля 2013__ г. протокол № 8
Новороссийск
2013 год
________________________
* Входит в состав УМК в обязательном порядке в том случае, если отсутствуют учебники или учебные пособия, имеющие гриф Минобрнауки России, Минтранса России или УМО.
Структура конспекта лекций* по дисциплине «Химия»
Лекция 1. Строение вещества.
1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
1 Химический элемент. Периодический закон Д.И. Менделеева.
2. Основные сведения по теории строения атома.
3. Квантово-механическая модель атома водорода.
4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
6. Периодическая система Д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению атомов.
7. Периодичность свойств химических элементов.
Химический элемент и периодический закон Д.И. Менделеева.
В 1869 г. Д.И. Менделеев открыл закон, формулировка которого следующая: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов. Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг ядра электронов.
Ядро составляют протоны и нейтроны. Заряд ядра равен сумме протонов и нейтронов.
Порядковый номер элемента (Z) в периодической системе указывает на число протонов в ядре атома, т.е. на заряд ядра. Разность между массовым числом (атомной массой) элемента (А) и его порядковым номером (Z) указывает на число нейтронов (N): N=АZ.
Разновидности одного и того же химического элемента, отличающиеся массой атомов, называются изотопами. Химические свойства их тождественны, т.к. они имеют одинаковое электронное строение.
Так изотопами кальция являются 40Са, 42Са, 43Са.
20 20 20
Атом - электронейтрален, поэтому порядковый номер химического элемента указывает и на число электронов, вращающихся вокруг ядра.
2. Основные сведения по теории строения атома.
В 1897 г. Дж. Томсон открыл электрон; в 1909 г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6·10-19 Кл. В 1910 г. Э. Резерфорд провел опыты по бомбардировке металлической фольги -частицами, в результате опытов было установлено, что некоторые -частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Э. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена основная часть массы атома, и электронов, вращающихся вокруг ядра по орбитам, подобно планетам солнечной системы. Однако, Э. Резерфорд не смог объяснить устойчивость атома и наличие линейчатых спектров атомов; как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.
В 1913г. датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода.
Основные положения своей теории Н. Бор сформулировал в виде постулатов (утверждений, принимаемых без доказательств):
I постулат. Электрон в атоме находится на определенных стационарных орбитах и при этом не излучает и не поглощает энергии.
Каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3, 4, ...), который назвали главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты (боровский радиус r0) был 5,29 · 10-13 м, радиус других орбит вычислялся по формуле:
rn =5,29·10-13 · n 2
Энергия электрона (эВ) зависила от значения главного квантового числа п:
Еп= - 13,6(1/n2)
Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (рис. 1). Такое состояние называется основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво.
Рис.1 Схема энергетических состояний атома водорода.
II постулат. При переходе электрона с одного стационарного состояния (энергетического уровня) на другой происходит излучение или поглощение энергии в виде кванта, энергия которого равна разности энергий в конечном и начальном состояниях.
Ek - EH = h , (1)
где h - постоянная Планка; h = 6,626 · 10-34 Дж·с
- частота волны