- •Министерство образования и науки российской федерации
- •«Тюменский государственный нефтегазовый университет» г.К.Севастьянова, т.М.Карнаухова Общая химия
- •Оглавление
- •1.2. Основные понятия химии
- •1.3. Основные законы химии
- •2. Современная теория строения атома. Периодический закон и система элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Общие положения
- •2.2. Развитие представлений о строении атома
- •2.3. Квантово – механическая модель атома водорода. Исходные представления квантовой механики
- •2.4. Модель состояния электрона в атоме
- •2.5. Квантовые числа
- •2.6. Электронные конфигурации (формулы) элементов
- •2.7. Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах
- •2.8. Электронные семейства элементов
- •2.9. Понятие об электронных аналогах
- •2.10. Периодический закон и периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •2.11. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.12. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура атомов
- •2.13. Периодичность свойств элементов
- •3.Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Основные понятия и определения
- •3.2. Теория метода валентных связей
- •3.3. Ковалентная связь
- •3.4. Насыщаемость ковалентной связи
- •3.5. Направленность ковалентной связи
- •3.6. Полярность и поляризуемость химической связи
- •3.7. Полярность молекул (типы ковалентных молекул)
- •3.8. Алгоритм выполнения заданий по теме «Химическая связь. Строение молекул»
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Металлическая связь
- •4. Основные классы неорганических соединений
- •4.1. Классификация веществ
- •4.2. Оксиды
- •4.3. Гидроксиды
- •4.4. Кислоты
- •4.5. Основания
- •4.6. Соли
- •5. Энергетика и направленность химических процессов (элементы химической термодинамики)
- •5.1 Основные понятия и определения
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Тепловой эффект химической реакции. Термохимия. Закон Гесса
- •5.4. Энтропия
- •5.5. Свободная энергия Гиббса
- •5.6. Свободная энергия Гельмгольца
- •6. Химическая кинетика
- •6.1. Основные понятия химической кинетики
- •6.2. Влияние природы реагирующих веществ
- •6.3. Закон действующих масс
- •6.4. Зависимость скорости химической реакции от температуры
- •6.5. Влияние катализатора
- •7. Химическое равновесие
- •7.1. Общие представления о химическом равновесии. Константа химического равновесия
- •7.2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •7.3. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса
- •8. Дисперсные системы. Растворы
- •8.1. Дисперсные системы и их классификация
- •8.2. Общая характеристика растворов
- •8.3. Способы выражения концентрации растворов
- •8.4. Растворимость
- •8.5. Природа жидких растворов
- •8.6. Типы и свойства растворов
- •8.7. Свойства растворов неэлектролитов
- •8.8. Растворы электролитов
- •2. Температура.
- •3. Концентрация раствора.
- •4. Наличие одноименных ионов.
- •8.9. Равновесия и обменные реакции в растворах электролитов
- •8.10. Гидролиз солей
- •8.11. Комплексные соединения
- •9. Окислительно-восстановительные реакции
- •9.1. Общие понятия и определения
- •1. Метод электронного баланса.
- •2. Метод ионно-электронный (метод полуреакций; метод ионно-электронного баланса).
- •9.2. Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители и окислители
- •9.3. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
- •Кислая среда (рн 7)
- •9.4. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •9.5. Окислительно – восстановительные (электродные) потенциалы
- •9.6. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций
- •10. Электрохимические процессы
- •10.1. Гальванические элементы (химические источники электрического тока)
- •10.2. Электролиз
- •10.3. Коррозия металлов
- •10.4. Защита металлов от коррозии
- •11. Свойства металлов
- •11.1. Физические свойства металлов
- •11.2. Химические свойства металлов
- •Очень разб.
- •Литература
- •Приложение 1 Электронные конфигурации элементов
- •625000, Г. Тюмень, ул. Володарского, 38
- •625039, Г. Тюмень, ул. Киевская, 52
1.3. Основные законы химии
1. Закон сохранения массы веществ ( М.В. Ломоносов; 1756 г.):
масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.
2. Закон постоянства состава.
Имеет различные формулировки:
состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа получения (более точная современная формулировка);
любое сложное вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав;
соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.
3. Закон кратных отношений (Дальтон , 1803 г.):
если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
Закон свидетельствовал о том, что элементы входят в состав соединений лишь определенными порциями, подтвердил атомистические представления. Наименьшее количество элемента, вступающее в соединение, - это атом. Следовательно, в соединение может вступать только целое число атомов, а не дробное. Например, массовые соотношения С:О в оксидах СО2и СО равны 12:32 и 12:16. Следовательно, массовое отношение кислорода, связанное с постоянной массой углерода в СО2и СО, равно 2:1.
4. Закон объемных отношений(закон Гей-Люссака):
объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.
5. Закон Авогадро (1811 г.):
в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Постоянная Авогадро NA = 6,02*1023 моль-1 – число структурных единиц в одном моле вещества.
Следствия из закона Авогадро:
а) при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем;
б) при н.у. (273,15 К и 101,325 кПа) молярный объем (Vм) любого газа равен 22,4 л моль.1
6. Уравнение состояния идеального газа – Менделеева-Клапейрона:
PV=mRT/M,
где Р – давление газа, Па; V – объем газа, м3; m – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль*К.
7. Закон парциальных давлений (закон Дальтона):
Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.2
8. Закон эквивалентов.
Имеет несколько формулировок:
массы участвующих в реакции веществ пропорциональны их молярным массам эквивалента:
m1 / m2 = M Э1/ M Э2 = …;
все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, т.е. количества молей эквивалента веществ, участвующих в реакции, равны между собой:
νэ1=νэ2= …;
m1 / M Э1= m2 / M Э2=… ..
для реагирующих веществ, находящихся в растворе, закон эквивалентов записывают следующим образом:
СЭ1*V1=CЭ2*V2,
где СЭ1, СЭ2 – нормальные концентрации или молярные концентрации эквивалента первого и второго растворов, моль/л; V1 и V2 – объемы реагирующих растворов, л.