- •Донецкий национальный университет
- •ДонНуэт Донецк
- •Лекция № 1 Основные понятия и законы химии.
- •2. Относительная атомная масса, относительная молекулярная масса, моль, молярная масса.
- •3. Закон сохранения массы веществ.
- •4. Закон Авогадро
- •5. Эквивалент.
- •Лекция № 2
- •1.Строение атома.
- •Лекция № 3.
- •1.Строение атома и периодический закон д. И. Менделева Периодическая система.
- •2.Энергия ионизации и средство электронов.
- •Лекция № 4-5. Химическая связь.
- •2.Свойства ковалентной связи. Длинна связи. Энергия связи. Насыщаемость. Направленность.
- •3. Межмолекулярное взаимодействие.
- •Лекция № 6 основы химии, термодинамики. План
- •3. Понятия об энтропии и энергии Гиббса.
- •Лекция № 7 основы химической кинетики. План
- •1. Скорость химической реакции. Основной закон химической кинетики.
- •2. Зависимость скорости реакции от температуры.
- •3. Энергетические активации.
- •4.Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •5.Химическое равновесие.
- •6.Принцип Ле Шателье.
- •Лекция № 8 Растворы. План.
- •2. Разбавленые растворы не электролитов.
- •3. Растворы электролитов.
- •Лекция № 9 Комплексные соединения. План.
- •1. Строение кс.
- •2.Классификация комплексных соединений.
- •3. Характеристика диссоциации кс. Устойчивость комплексных ионов.
- •Лекция № 10 Окислительно восстановительные реакции. Электрохимические процессы. План.
- •4. Классификация окислительно-восстановительные реакций.
- •5. Гальванические элементы.
- •6.Электродный потенциал.
- •7. Химический источник тока.
- •8. Коррозия металлов.
- •Почвенная коррозия
- •Электрическая коррозия
- •Лекция № 11 оcновы органической химии.
- •Синтетические полимеры
- •Наиболее часто встречающиеся полимеры
4. Закон Авогадро
Равные объемы всех газов при одинаковых условиях (давления и температуры) содержат одинаковое количество молекул.
Следствие:
Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем, при нормальных условиях этот объем равен 22,4 литра.
Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной относительной плотности по водороду
Отношение молярной массы одного газа к молярной массе другого газа называется относительной плотностью первого ко второму.
5. Эквивалент.
а) Эквивалент – это такая формальная частица (она может быть реальной или условной) которая равноценна по химическому действию атома водорода данной реакции.
б) Эквивалент – это такая реальная или условная частица которая может присоединять, освобождать или быть каким то другим образом и эквивалентно одному атому водорода в данной реакции.
Эквивалент элемента Х обозначаются .
Z – валентность элемента.
В системе СИ основной единицей количества вещества является моль для эквивалента также используется моль например:
моль.
Масса моля эквивалента называется молярной массой эквивалента. Так например масса моля эквивалента Zn равна32,68 гр.Zn. Молярная масса эквивалента алюминия9гр. Выражается молярная масса эквивалента гр/моль. Молярная масса эквивалента равна атомной массе деленной на валентность этого элемента. Эквивалент кислоты равняется молярной массе кислоты и деленной на количество протонов которые принимают участие в данной реакции. Эквивалент основания равняется молярной массе основания деленной на количество гидроксо групп принимающих участие в данной реакции. Эквивалент соли равняется молярной массе деленное на произведение количества атомов металла в соли на его валентность. Закон эквивалента вещества реагирует между собой или образуются в реакциях в массовых отношениях которые пропорциональны отношению их эквивалентов.
Лекция № 2
1.Строение атома.
Атом– состоит из ядра в котором сосредоточена вся масса атома. Вокруг ядра вращаются электроны. Центробежная сила противодействует силе притяжения электронов.
Атом состоит из протонов и нейтронов. Количество протонов равно порядковому номеру элементов периодической системе, т. е. Численно равно положительному разряду ядра. Количество нейтронов равно разнице между атомной массой элемента и количеством протонов. Так, например у лития Li количество протонов равно три, а нейтронов 7-3 = 4.
Размер атома равен 10-8 см. размер ядра 10-13 см.
Порядковый номер элемента указывает число положительных зарядов ядра, а так же количество электронов вращающихся вокруг ядра.
Электроны в атоме распределяются по энергетическим уровням (слой или оболочка). Каждый электрон характеризуется четырьмя квантовыми числами n, l, m, s. Главное квантовое число n характеризует энергию электрона, а так же размер электронного облака. Оно может принимать значения целых чисел от 1 до . Второе орбитальное квантовое числоl характеризует энергетическое состояние электрона в подуровне и форму электронного облака. Электроны уровня группируются в подуровни. l принимает значение от 0 до n-1. Каждому значению l при одном и том же n соответствует определенный подуровень. Число подуровня равно номеру уровня l = 0, то s, если l = 1, то p, l = 2 то d, l = 3 то 1.
Каждому значению соответствует буквенное соотношение.
Если n = 1, то l = 0 число подуровней 1, и обозначается 1s.
Если n = 2, то l = 0 и 1 число подуровней 2, и обозначается 2s 2р.
Если n = 3, то l = 0, 1, 2 число подуровней 3, и обозначается 3s 3р 3 d.
Электроны c l = 0 называются s электронами.
Электроны c l = 1 называются р электронами.
Электроны c l = 2 называются d электронами.
Электроны c l = 3 называются f электронами.
s – облако имеет форму шара (сферическое).
p – oблако имеет гантелеобразную форму.
d и f – Имеет более сложную форму.
Магнитно-квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве и равняется от + l до – l. Число значений магнитно- квантовых чисел m = 2 l + 1 это число орбиталей равное с данным значением l. Энергетическое состаяние электрона схематически изображается ячейкой так изображается атомная орбиталь.
|
l |
m |
Кол-во ячеек |
s |
0 |
1 |
1 |
p |
1 |
+1,0,-1 |
3 |
d |
2 |
+2,+1,0,-1,-2 |
5 |
f |
3 |
от +3 до -3 |
7 |
Спиновое квантовое число обозначается s, характеризует собственное вращение электронов вокруг своей оси. Оно может принимать значение от +1,2 до –1,2.
Два электрона с одинаковыми значениями n, l, m но с разными значениями s, называется спаренными.
Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Общее количество электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
Наименьшей энергией обладают электроны первого уровня. Электроны последующих уровней обладают большим запасом энергии. Электроны внешних энергетических уровней могут отрываться и присоединятся к другим атомам на внешний энергетический уровень, при отрыве электронов от атомов образуется положительно заряженный ион. При присоединении электрона в атоме образуется отрицательно заряженный ион. Последовательность дополнения энергетических уровней описывается правилам Клечковского. Заполнение энергетических уровней атомов с увеличением порядкового номера элементов происходит последовательно с ростом суммы n + l. А при равных значениях n + l заполняется то которому соответствует большее число l.
1s – n + l = 1+ 0 = 1
2s – n + l = 2+ 0 = 2
2p – n + l = 2+ 1 =3
3s – n + l = 3+ 0 =3
3p – n + l = 3+1 =4
4s – n + l = 4+ 0 =4
3d – n + l = 3+2 =5
Порядок заполнения согласно правилу Клечковского 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d. Распределение электронов в атоме по уровням и подуровням изображаются в виде электронных формул, правило Хунда. Орбитали подуровня заполняются сначала по одному электрону, а затем по второму с противоположно направленными спинами.
Количество
нес-паренных электро-нов определяется
валентностью.
n
3х
валентен
О
2х
валентен
2х
валентен Два
не спаренных электрона, по этому в
основном сос-тоянии 2х
валентен.
– возбужденное
состояние. 4неспаренных
электрона
валентность
= 4