Лекции по "Химии"

FeS₂ + 5N⁵⁺ = Fe³⁺ + 2S⁶⁺ + 5N²⁺ _|

пять молекул HNO₃ идут на окисление FeS₂, а три молекулы HNO₃ необходимы для образования Fe(NO₃)₃: FeS₂ + 8HNО₃ → Fe(N0₃)₃ 4- 2H₂SO₄ + 5NO.

Чтобы уравнять водород и кислород, добавляем  в правую часть две молекулы Н₂О:

                     FeS₂ + 8 HNO_{3 (конц.)} = Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O.

      Количественной характеристикой окислительно-восстановительных процессов являются нормальные окислительно-восстановительные потенциалы окислителей и восстановителей (или стандартные потенциалы электродов).

     Абсолютное значение электродного потенциала нельзя измерить непосредственно. Вместе с тем не представляет труда измерение разности электродных потенциалов, которая возникает в системе, состоящей из двух пар металл—раствор. Такие пары называют полуэлементами. Условились определять электродные потенциалы металлов по отношению к так называемому стандартному водородному электроду, потенциал которого произвольно принят за ноль. Стандартный водородный электрод состоит из специально приготовленной платиновой пластинки, погруженной в раствор кислоты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л и омываемой струей газообразного водорода под давлением 10⁵ Па, при температуре 25 °С.

      Возникновение потенциала на стандартном водородном электроде можно представить себе следующим образом. Газообразный водород, адсорбируясь платиной, переходит в атомарное состояние:  

                                                     

→  ←

                                                                      Н₂           2Н.     

                           

 Между атомарным водородом, образующимся на поверхности пластины, ионами водорода в растворе и платиной (электроны!) реализуется состояние динамического равновесия:

                                                                                                     

→  ←

                                                                       Н                                                          Н⁺ + e.     

 

Суммарный процесс выражается уравнением:                     

                                                                                                      

→  ←

                                                                     Н₂  2Н⁺+ 2e.     

                           

      Платина не принимает участия в окислительно-восстановительном процессе, а является лишь носителем атомарного водорода.

Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25 °С, и характеризует стандартный электродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е°.

Значения стандартных электродных потенциалов металлов являются табличными величинами. Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак «-», а знаком « + » отмечены стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

      Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Kb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

      Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов: чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность; каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы» которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него; все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

 

 

 

Экзаменационные вопросы по общей химии

 

1.   Валентность  элементов, положение валентных  электронов. Семейства элементов  и их положение в периодической системе на основании их валентных состояний.

2.   Основы квантово-механической  теории строении атома. Понятия электронного облака, атомной орбитали.

3.   Энергетическое  состояние электрона в атоме.  Понятие электронного уровня, подуровня, атомной орбитали (примеры).

4.   Квантовые числа.  Электронные и электронно-структурные  формулы элементов (на примерах).

5.   Периодическая  система элементов. Периоды, группы, подгруппы. Периодический закон  и его обоснование.

6.   Электронные  семейства химических элементов.  Их краткая характеристика. Квантовые числа. Их характеристика. Указать квантовые числа электронов для заданной конфигурации (например, 3d¹4S²).

7.   Принцип минимума  энергий. Правило Клечковского. Принцип Паули. Принцип Гунда.

8.   Валентность  элементов. Степени окисления.  Электроотрицательность. Энергии ионизации и сродства к электрону. Как изменяются эти параметры с ростом заряда ядра, как это отражается на свойствах элементов?

9.   Многоэлектронные  атомы. Электронная формула. Принципы  заполнения электронных оболочек атомов. Показать на примерах.

10.   Химический эквивалент. Определения эквивалентов веществ. Закон эквивалентов.

 (Расчет по заданной реакции).

11.   Ковалентная  и ионная связь Их характеристика.

12.   Гибридизация  атомных орбителей и пространственная  структура молекул.

13.   Межмолекулярное  взаимодействие. Водородная связь. Металлическая связь.

14.  Ковалентная связь.  Механизмы ее образования. Свойства. Гибридизация А.О. и 

       пространственное   строение молекул. Полярность связей (примеры).

15.  Ионная связь.  Механизм образования. Примеры  соединений с ионной связью.

16.  Растворы. Способы выражения концентраций растворов. Обменные процессы в растворах. Ионно-молекулярные уравнения. Ионные равновесия в растворах солей

17.   Ионные равновесия  водных растворах. Ионные реакции  и уравнения. 

18.   Количественная  характеристика состава раствора. Растворы насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные.

19.  Окислительно-восстановительные  свойства элементов. Электродные  потенциалы. Ряд напряжений металлов.

20.  Электролиз расплавов  и растворов. Приведите примеры  соответствующих процессов для электролиза какого-либо соединения на графитовых электродах.

21.Степень окисления. Окислители, восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций. Влияние среды на ОВР. Установить коэффициенты в уравнении: (дана схема реакции).

22.  Механизм образования электродного потенциала металла. Ряд напряжений металлов.Электродный потенциал, зависимость электродного потенциала от различных факторов. Формула Нернста.

23.  Классификация электродов. Нормальный водородный электрод. Ряд напряжений металлов.

24.  Энергетика химических  процессов. Понятие о термохимии. Основной закон термохимии.

25.  Термодинамические  величины. Внутренняя энергия, энтальпия,  энтропия и энергия Гиббса.

26.  Самопроизвольные  и несамопроизвольные процессы. Максимальная полезная работа. Направление процессов (расчет по какому-либо процессу).

27.  Направления протекания  химических процессов. Химическое  средство и энергия Гиббса. Закон Гесса и его следствия (расчет по закону Гесса).

28.  Основные понятия  и определения химической термодинамики.

29.  Первое начало  термодинамики. Энтальпия.

30.  Второе и третье  начала термодинамики. Энтропия.

31.  Энергия Гиббса  и направление химического процесса.

32.  Стандартное состояние  вещества. Стандартные условия. Тепловой  эффект реакции. Теплота образования и теплота сгорания сложного вещества. Привести примеры расчета DН образования какого-либо вещества.

33.  Скорость химической  реакции. Зависимость скорости  от концентрации реагирующих веществ, их природы и температуры в сфере реакции.

34.  Скорость химических  реакций. Истинная, средняя скорость  реакции. Закон действующих масс. Константа скорости (какой-либо расчет на основании закона действующих масс).

35.  Обратимые и необратимые  процессы. Примеры. Химическое равновесие. Константа равновесия. Связь  между Кс и Кр (вывести эту связь для какой-либо реакции).

36.  Катализ и катализаторы; их роль в химических процессах.

37.Химическое равновесие. Принципы Ле-Шателье. Влияние  внешних условий на состояние равновесия  системы. На примере показать, что произойдет в системе, если изменить давление, температуру, увеличить массу исходного вещества и прочее).

38.   Закон действующих  масс. Его применение к гомогенным  и гетерогенным процессам. Показать на примерах молекулярность реакции. Порядок реакции.

39.   Классификация  химических реакций.

40.   Закон Гесса.  Расчеты тепловых эффектов химических  реакций.

41.  Термодинамический критерий направления протекания химических реакций.

42.   Уравнение Гиббса-Гельмгольца  и его значение.

43.   Агрегатные и  фазовые состояния веществ. 

44.   Диаграммы состояния  веществ.

45.   Основные газовые  законы.

 

 

Рекомендуемая литература

 

Основная:

1. Глинка Н.Л. Общая химия – М.: Высшая школа, 2002.
2. Глинка  Н .Л. Задачи и упражнения по общей химии: уч. пос.-М.: Интеграл- пресс, 2004

 

Дополнительная:

1. Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия». М.: Высшая школа, 2003.
2. Угай Я.А. «Общая и неорганическая химия». М.: Высшая школа, 2004.
3. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. СПб., Химия, 1995.
4. Ершов Ю.А., Попков В.А. и др. /под ред. Ершова Ю.А./ Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.: Высшая школа, 2000.
5. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.: Высшая школа, 1989.
6. Николаев Л.А. Неорганическая химия. М.: Просвещение, 1982
7. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов, М.: Высшая школа, 1975.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Таблица 3.2. Дипольные моменты молекул ;i, Кл • м

 

Молекула	ц -30™	Молекула	ц • 1 О30	Молекула	ц-1030
HF	6,4	N11.	4,9	Н20	6,1
НС1	3,5	РН,	1,8	SO,	5.4
НВг	2,6	СО	0.4	СвН6С1	5,5
ш	1,3	С02	0	СС14	0

Полярную  связь можно рассматривать как промежуточную между чисто ионной и ковалентвой неполярной. Значение дипольного момента связи дает ценную информацию о поведении молекулы в целом. Наряду с диполь-ными моментами для оценки степени ионности (полярности) связи используют и другую распространенную характеристику, называемую электроотрицательностью.

Электроотрицательность-- это способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. Электроотрицательность (ЭО) не может быть измерена или выражена в единицах, каких-либо физических величин, поэтому для количественного определения ЭО предложены несколько шкал, наибольшее признание и распространение из которых получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полннгом (Л. Полинг, Общая химия. М.: Мир, 1974. С. 168) (тобл. 3.3).