WWW.DISS.SELUK.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА
(Авторефераты, диссертации, методички, учебные программы, монографии)

 


Pages:   || 2 |

«ХИМИЯ Учебное пособие 2008 0 Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Казанский государственный технологический ...»

-- [ Страница 1 ] --

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Казанский государственный технологический университет»

ХИМИЯ

Учебное пособие

2008

0

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования «Казанский государственный технологический университет»

ХИМИЯ Учебное пособие (курс лекций и задания для самостоятельной работы студентов)

КАЗАНЬ

КГТУ УДК 546+541. Составители:

Антонова Л.В., Гусева Е.В.

Химия: учебное пособие, часть 1 / сост. Л.В. Антонова [и др.] Казань, изд-во Казан. гос. технол. ун- та, 2008. 124 с.

Содержит краткий курс лекций и задания для самостоятельной работы студентов по темам «Классификация неорганических веществ», «Строение атома», «Периодическая система химических элементов», «Химическая связь», химических процессов», «Энергетика «Химическое равновесие».

Предназначено для студентов первого курса, изучающих дисциплину «Химия», а также для самостоятельной работы студентов очной и заочной форм обучения нехимического профиля.

Подготовлено на кафедре неорганической химии.

Печатается по решению методической комиссии по циклу химических дисциплин и специальностей технологического профиля.

Под. ред. проф. А.М. Кузнецова Рецензенты: проф. Е.А.Красильникова доц. Р.Е. Фомина

ВВЕДЕНИЕ

Учебное пособие по дисциплине «Химия» составлено в соответствии с рабочей программой, которая предусматривает изучение студентами следующих основных разделов:

состав и строение вещества, химическая природа вещества, периодическая система;

химическая связь, комплиментарность;

химическая термодинамика и кинетика: энергетика химических процессов, химическое и фазовое равновесие, скорость реакций и методы ее регулирования, колебательные реакции;

химические системы: растворы, дисперсные системы, электрохимические системы, катализаторы и каталитические системы, полимеры и олигомеры;

реакционная способность веществ, реакции без изменения степени окисления элементов, реакции с изменением степени окисления элементов;

химическая идентификация: качественный и количественный анализ, физические и физико-химические методы анализа;

биохимические процессы и их применение в технологии отрасли;

современные мембранные технологии и материалы, перспективы развития мембранных технологий.

В учебное пособие включены основные разделы общей химии. Оно предназначено для самостоятельной работы студентов, изучающих дисциплину «Химия».

Авторы учитывали проблемы современного школьного химического образования и включили основные понятия и законы химии. Текст адаптирован для восприятия изучаемых разделов с учетом нехимической подготовки будущих специалистов.

Изложение материала по разделам представлено в традицинной последовательности, соблюдается логическая связь между отдельными подразделами и темами. Для каждой темы составлены 25 вариантов контрольных заданий для самостоятельного решения.

Приложения содержат основные справочные величины, используемые для решения практических заданий.

Предмет и задачи химии. Основные понятия Химия – наука о веществах и процессах их превращения.

Предметом изучения является вещество, его качественные и количественные изменения.

Основная задача химии – всестороннее изучение и объяснение многих и многих тысяч химических процессов, протекающих в природе, синтез новых веществ, необходимых человеку в его повседневной жизни. Изучая химию, можно объяснить, как и почему протекают те или иные химические процессы, каковы условия их протекания, каков состав и строение вещества, и многое другое.

В основе изучения химических свойств - изучение состава и строения вещества.

Основные понятия: вещество – молекула – атом – химический элемент.

Под веществом понимают вид материи, имеющей массу покоя. Вещество обладает индивидуальными свойствами. Из вещества состоит окружающий мир: воздух, горы, моря, планеты, звёзды.

Молекула – это наименьшая частица данного вещества, сохраняющая его химические свойства.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Химическим элементом называют вид атомов с определенным зарядом ядра.

Качественный и количественный состав вещества отображают химические формулы. Они состоят из одного и более символов химических элементов. По существующей классификации вещества относят к простым или сложным.

Простые вещества образованы из одного или более одинаковых атомов. Например: алюминий образован атомами алюминия Al, простое вещество кислород О2 – двумя атомами кислорода.

Сложные вещества образованы из атомов разных элементов. Например: оксид углерода (IV) CO2 образован атомом углерода и двумя атомами кислорода.

Свойства вещества зависят от его состава и строения.

Например, молекулы воды (Н2О) и пероксида водорода (Н2О2) состоят из атомов водорода и кислорода. Их состав отличается на один атом кислорода. Даже небольшое различие в составе молекул определяет различие свойств этих веществ. На вид вещества неразличимы. Но они отличаются друг от друга физическими и химическими свойствами. Некоторые свойства воды и пероксида водорода представлены в таблице 1.

2.Агрегатное состояние кипения, С перманганату калия Взаимное расположение атомов в молекулах воды и пероксида водорода различное. Они отличаются строением молекул, а значит и свойствами. Ниже приведены модели структур молекул воды и пероксида водорода (рис. 1а, 1б).

Рис. 1. Модели структур молекулы воды (а) и молекулы Многие элементы образуют несколько простых веществ, различающихся составом и (или) строением. Это явление называется аллотропией, а соответствующие простые вещества аллотропными модификациями. Например, углерод образует простые вещества алмаз, графит, фуллерен, карбин. Эти вещества отличаются по своему строению. Ниже приведены модели структур аллотропных модификаций углерода: алмаза (рис. 2а), графита (рис. 2б), фуллерена (рис. 2в), карбина (рис.2г). Известно, что свойства этих веществ, состоящих из атомов углерода, различны. Например, алмаз самое твердое вещество, а графит один из самых мягких веществ, проводит электрический ток в отличие от алмаза.

Таким образом, классификация неорганических веществ и взаимосвязь между ними определяются их составом, строением, а значит и свойствами.

Рис. 2. Модели структур аллотропных модификаций алмаза (а), графита (б), фуллерена (в), карбина (г)

ТЕМА 1. КЛАССИФИКАЦИЯ И ВЗАИМОСВЯЗЬ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

В химических процессах происходят изменения состава и (или) строения вещества. Как правило, в реакцию вступают вещества, если их свойства и строение различны. Так, например, металлы похожие по структуре и свойствам между собой не взаимодействуют.

Простые вещества - металл и неметалл, разные по структуре и составу, образуют сложные вещества по цепи превращений:

1. Металл оксид металла основание;

2. Неметалл оксид неметалла кислота.

К этим неорганическим веществам следует добавить соли, которые образуются при взаимодействии химических соединений первой и второй цепочек. Например:

металл + неметалл = соль;

оксид металла + оксид неметалла = соль;

Таким образом, простые вещества образуют классы сложных веществ по принципу подобия. Взаимодействие же между разными классами веществ осуществляется по принципу противоположности их свойств. Взаимосвязь веществ представлена общей схемой (рис. 3).

Однако в природе не существует резкой границы между различными классами веществ. Различия проявляются лишь в результате химических превращений, в динамическом состоянии вещества. Рассмотрим взаимопревращения веществ подробнее.

Рис. 3. Схема взаимосвязи неорганических веществ Простые вещества. Превращения простых веществ Итак, деление веществ на классы основано на противоположности их свойств, а объединение в один класс веществ – на сходстве свойств.

Простые вещества условно делят на металлы и неметаллы, они противоположны по свойствам. Сопоставим некоторые физические свойства простых веществ (табл. 2).

Физические свойства металлов и неметаллов

МЕТАЛЛЫ НЕМЕТАЛЛЫ

электропроводные плохо проводят электрический ток Как уже было сказано, вещества с противоположными свойствами взаимодействуют друг с другом. Например, металл + неметалл = соль;

Mg + S = MgS – соль, сульфид магния.

Mg0 – 2e = Mg2+ металл (атом) отдает электроны и образует Соль сложное вещество, состоящее из катионов металла, а также NH4+ и кислотных остатков. Процесс растворения ионных солей в воде сопровождается разложением на ионы или диссоциацией. Например:

AlCl3 Al3+(Р) + 3Cl-(Р).

Простые вещества при взаимодействии с кислородом образуют сложные вещества – оксиды металлов и неметаллов.

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Например:

2Mg + O2 = 2MgO – оксид металла, оксид магния;

2N2 + 5O2 = 2N2O5 – оксид неметалла, оксид азота (V).

Многие оксиды растворяются в воде, при этом оксиды металлов образуют основания, а оксиды неметаллов – кислоты.

Например:

MgO + H2O = Mg(OH)2 – основание, гидроксид магния;

N2O5 + H2O = 2HNO3 – азотная кислота.

При взаимодействии основных и кислотных оксидов образуются соли:

оксид металла + оксид неметалла = соль.

Поскольку металл при образовании соли превращается в катион, то в процессе образования соли оксид металла также образует катион. Оксид неметалла также как и неметалл образует анион кислотного остатка, но в присутствии кислорода образуется сложный анион.

Неметаллы 2-го периода образуют анионы треугольного строения (атом неметалла связан с тремя атомами кислорода), а неметаллы 3-го периода образуют еще и анионы тетраэдрического строения, где каждый атом неметалла связан с четырьмя атомами кислорода. Например:

Na2O + CO2 = Na2CO3 – соль, карбонат натрия;

MgO + SO3 = MgSO4 – соль, сульфат магния.

В водных растворах эти соли диссоциируют на ионы:

Na2CO3(К) 2Na+(Р) + CO32 (Р);

MgSO4(к) Mg2+(Р) + SO42 (Р).

Кислоты и основания. Реакции нейтрализации При взаимодействии оксидов неметаллов с водой образуются кислоты, а оксидов металлов – основания. При растворении в воде кислоты и основания диссоциируют на ионы.

Вещества, в водном растворе или расплаве которых содержатся свободные гидроксид-ионы и катионы металла называют основаниями. Например:

Вещества, в водном растворе которых содержатся свободные катионы водорода и анионы кислотных остатков называют кислотами. Например:

H2SO4(Р) 2H+(Р) + SO42(Р).

Экспериментально наличие в растворе ионов водорода и гидроксида проверяют с помощью специальных веществ, называемых индикаторами. Эти вещества изменяют окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. В таблице приведены примеры окраски некоторых индикаторов в разных средах.

Окраска индикаторов в различных средах фиолетовый оранжевый Фенолфталеин бесцветный бесцветный малиновый Реакция взаимодействия растворов кислоты и основания называется нейтрализацией. Если в процессе реакции количество молей ионов водорода равно количеству молей ионов гидроксида, то нейтрализация будет полной. Например:

3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O, или в ионном виде:

сокращенное ионное уравнение:

Таким образом, произошла полная нейтрализация кислоты и основания, среда раствора нейтральная. Если в растворе преобладает концентрация ионов водорода, то среда раствора – кислая, если же гидроксид-ионов – щелочная. В обоих случаях нейтрализация будет неполной.

Следует отметить, что в основе классификации химической природы веществ лежат два крайних случая проявления их свойств – кислотные и основные (рис. 3). В природе вещество пребывает в динамическом состоянии, т.е. его свойства функциональны, проявляются в химических реакциях. Переход от одного свойства, например, основания, к другому, например, кислоты осуществляется постепенно, через некоторое переходное состояние, которое несет в себе признаки противоположных свойств. Это свойство называют амфотерностью (греческое «амфотерос» - способность некоторых веществ в зависимости от условий проявлять либо кислотные, либо основные свойства). Например, оксид бериллия ВеО при взаимодействии с кислотным оксидом проявляет свойства основного оксида, образуя соль:

ВеО + SO3 = ВеSO4 – соль, сульфат бериллия.

При взаимодействии с основным оксидом проявляет свойства кислотного оксида, образуя соль:

ВеО + Na2O = Na2ВеО2 – соль, бериллат натрия.

Задания для самостоятельной работы 1. Закончите уравнения реакций между простыми веществами.

Дайте названия продуктам реакций.

Среди продуктов реакций определите соли и составьте уравнения реакций диссоциации солей. Используйте таблицу растворимости в качестве справочного материала (приложение 1).

2. Составьте уравнения реакций получения высших оксидов из простых веществ: Al, Cl2, Na, Si, Ba, P, Br2, Se, Ag, B, Li, Be, Ge, N2, I2, Ag, As, В, Ti, Mg, Po, Hg, At2, Co, In. Укажите оксиды металлов и неметаллов.

3. Составьте уравнения реакций между оксидами из задания 2.

Дайте названия продуктам реакций. Составьте уравнения диссоциации солей.

4. Составьте уравнения реакций получения кислот из оксидов и уравнения диссоциации кислот. С помощью каких веществ можно доказать наличие кислоты в растворе?

5. Составьте уравнения реакций получения оснований из оксидов и уравнения диссоциации оснований. С помощью каких веществ можно доказать наличие основания в растворе?

6. Составьте уравнения реакций в цепи превращений (см.

проиложение 1):

Ca CaO Ca(NO3)2 Ca3(PO4)2 CaCl Bi Bi2O3 Bi(NO3)3 Bi(OH)3 Bi2O3;

Cl2 Cl2O7 NaClO4 Ca(ClO4)2;

10.

11.

Sn SnCl2 Sn(OH)2 Sn(NO3)2 SnCl2;

12.

N2 N2O5 HNO3 CaOH(NO3) Ca(NO3)2;

13.

Se SeO3 H2SeO4 K2SeO4 BaSeO4;

14.

15.

Al Al2O3 Al(OH)3 Al(OH)Cl2 AlCl3;

16.

17.

Sb Sb2O3 SbBr3 Sb(OH)Br2 Sb2(SO4)3;

18.

19.

20.

Zn ZnO Zn(OH)2 Zn(NO3)2 Zn(OH)2;

21.

Cl2 Cl2O7 HClO4 Mg(ClO4)2 Cl2O7;

22.

23.

24.

25.

ТЕМА 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

Как частица вещества атом характеризуется определенным составом, строением, свойствами. Атом имеет размер приблизительно 0,05 0,25 нм (1 нм = 10-9 м). Масса атома составляет около 1027 1025 кг.

Состав атома. Химические свойства атомов определяют три частицы: протон, нейтрон, электрон. Протоны и нейтроны входят в состав ядра, положительный заряд которого определяется количеством протонов в ядре атома. Электроны нейтрализуют заряд атомного ядра, их количество в атоме равно числу протонов. Следовательно, атом электронейтрален.

Сопоставляя массы элементарных частиц (таблица 4), можно сделать вывод, что масса атома сосредоточена в ядре.

Сведения о некоторых элементарных частицах Каждый атом имеет определенную массу, которая зависит от количества протонов и нейтронов в его ядре. Массовое число атома (А) определяют по формуле:

Один и тот же вид атомов может иметь разное число нейтронов, а поэтому и разные массовые числа. Совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, но с разным числом нейтронов, а, следовательно, и массовым числом, называют изотопами (по-гречески изос – одно, топос - место). Например, кислород имеет три изотопа:

Строение атома. Масса атома сосредоточена в ядре, поэтому при построении его модели в трехмерном пространстве ядро считают неподвижным, электроны распределяются в области пространства вокруг ядра, удерживаясь за счет электростатических сил притяжения к ядр.

Атом принадлежит к микромиру, законы которого несколько иные, чем законы классической механики.

Движение и взаимодействия частиц микромира объясняют законы квантовой механики. Можно выделить три основных закона:

Дискретность материи (квантование энергии).

Макс Планк в 1900 году высказал предположение о квантовании энергии. Энергия распространяется и передается, поглощается и испускается не непрерывно, а определёнными порциями квантами, то есть носит дискретный характер. Эти свойства микрообъектов описывает уравнение Планка:

где E – энергия, Дж, h – постоянная Планка, равная 6, Джс, – частота излучения (поглощения), с–1. Частота связана с другой физической характеристикой – длиной волны :

где с – скорость света (3·108 м/с).

Любая энергия от Солнца, Луны, лампочки, отопительной батареи, человека излучается (поглощается) определенными порциями: E = h, 2h, 3h,K и так далее.

Согласно уравнению (1), чем больше частота излучения (или поглощения) микрочастицы и, соответственно, меньше длина волны, тем больше ее энергия. Рентгеновское излучение обладает значительно большей энергией (~105 эВ, 1 эВ=1,610- Дж), чем радиоволны, энергия которых менее 10-6 эВ.

(двойственная природа микрочастицы).

Все частицы микромира обладают свойствами волны (, ) и свойствами частицы (m). В 1924 году Луи де Бройль предложил математическое выражение, описывающее двойственную природу микрочастицы:

где частице массой m, движущейся со скоростью v, соответствует волна длиной. Например, экспериментально доказано, что пучок электронов (частиц) испытывает дифракцию, то есть обладает волновыми свойствами.

Принцип неопределенности (вероятностный характер положения микрочастицы).

В 1927 году В. Гейзенбергом установлен принцип неопределённости: невозможно с достоверной точностью одновременно определить и импульс (скорость), и положение (координаты) микрочастицы. Математическое выражение принципа неопределенности имеет вид где x, px –соответственно неопределенности в положении и импульсе микрочастицы.

Таким образом, бессмысленно говорить о движении электрона вокруг ядра по какой-то орбите. По законам квантовой механики можно определить лишь статистическую вероятность нахождения электрона в какой-то области пространства вокруг ядра.

Волновая функция. Электронное облако Для описания волновой природы электрона в квантовой механике используют волновую функцию, которая в трехмерном пространстве является величиной переменной.

Математически это записывается равенством:

где x, y, z – координаты точки. Физический смысл имеет квадрат модуля функции 2, характеризующий статистическую вероятность dW пребывания электрона в элементарном объёме пространства dV= dxdydz. Она определяется соотношением Моделью состояния электрона в атоме является электронное облако, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности нахождения электрона.

Форма электронного облака в атоме показана на рис. 4:

Вычисление вероятности пребывания электрона в данной области пространства в атоме и его энергии – сложная математическая задача. Она решается с помощью волнового уравнения Шредингера. Волновую функцию, являющуюся решением этого уравнения, называют орбиталью. Это область пространства вокруг ядра, в которой наиболее вероятно пребывание электронов в атоме. Она имеет определенную форму и размеры.

Квантовые числа. Электронное строение атома Точное аналитическое решение уравнения Шредингера можно получить только для простейшего атома водорода и подобных ему одноэлектронных ионов He+, Li2+, Be3+ и т.д.

В результате решения уравнения Шредингера волновая функция оказывается зависящей от некоторых целочисленных параметров (квантовых чисел) со строго определёнными дискретными значениями, а именно:

ml = 0, ±1, ±2, ±3, … ±l (всего 2l+1 значений);

Рассмотрим подробнее квантовые числа.

Главное квантовое число, n. Энергетические уровни.

Согласно условиям квантования энергии электрон в атоме может находиться лишь в определенных квантовых состояниях, соответствующих определенным значениям его энергии взаимодействия с ядром.

Для водорода дискретные (квантовые) значения энергии рассчитываются по формуле:

где n – главное квантовое число. Таким образом, для n = 1 E1 = эВ. Квантовое состояние с наименьшей энергией Е называют основным. Остальные квантовые состояния с более высокими уровнями энергии E2, E3, E4, … называют возбужденными (рис. 5). Переход из основного состояния с энергией Е1 в возбужденные состояния с энергией E2, E3, E4, и т.д. осуществляется при поглощении атомом кванта энергии hv.

Обратный процесс сопровождается испусканием кванта энергии hv.

Рис. 5. Схема энергетических уровней водорода В основном состоянии атом может находиться неограниченное время, а в возбужденных лишь ничтожные доли секунды (10– 10–10 с). Квантованные значения энергии электрона для водорода и водородоподобных ионов зависят только от квантового числа n.

Орбитальное квантовое число. Форма орбиталей. Для многоэлектронных атомов собственная энергия электронов оказывается зависимой не только от главного квантового числа n, но и от орбитального квантового числа l. В этом случае каждый энергетический уровень с главным квантовым числом n расщепляется на несколько уровней, энергия которых зависит от орбитального квантового числа l E=Enl. Изменения энергии многоэлектронного атома могут быть определены экспериментально на основе методов атомной спектроскопии.

Спектральные линии, соответствующие собственной энергии электронов, получили название sharp(s) резкая, principial (p) главная, diffuse (d) диффузная, fundamental (f) фундаментальная и другие. Эти названия используют для обозначения атомных орбиталей. Каждой латинской букве соответствует определенное значение орбитального квантового числа:

В свою очередь, для каждого значения главного квантового числа n орбитальное квантовое число l принимает значения от до (n-1):

Обозначение Таким образом, для электрона первого энергетического уровня (n = 1) возможна только одна форма орбитали 1s, для второго энергетического уровня (n = 2) возможны две формы орбитали 2s2p, для третьего энергетического уровня (n = 3) возможны три формы орбитали 3s3p3d и т.д.

Согласно квантово-механическим расчётам s-орбитали имеют форму шара, p-орбитали форму гантели, d- и fорбитали – более сложные формы.

На рис. 6 представлено графическое изображение s-, p-, d – орбиталей. Показаны также знаки волновых функций.

Рис. 6. Расположение орбиталей в пространстве Магнитное квантовое число ml. Пространственная ориентация орбиталей.

пространственного расположения орбиталей (электронных облаков) применяется квантовое число ml, называемое магнитным: 0, ±1, ±2, ±3, ±…, ± l. Оно определяет величину проекции орбитального магнитного момента количества движения на выделенное направление (например, ось z):

Число значений магнитного квантового числа зависит от орбитального квантового числа и равно (2l +1):

квантовое число l квантовое число ml (облаков) с данным s-Состоянию отвечает одна орбиталь, p-состоянию три, dсостоянию пять, f-состоянию семь и т.д. Орбитали с одинаковой энергией (одинаковые значения l) называются вырожденными. Таким образом, p-состояние вырождено трёхкратно, d-состояние пятикратно и т.д. (рис. 6). Общее число орбиталей данного энергетического уровня равно n2.

Спин электрона. Магнитное спиновое число ms. Электроны, кроме массы и электрического заряда, имеют ещё одну фундаментальную характеристику, а именно, врождённый механический момент, который называют спином электрона и обозначают буквой s.

Экспериментально установлено, что спин электрона имеет вполне определённое значение, равное. Эту величину называют спиновым квантовым числом s. Спину электрона соответствует два значения его проекции на выделенное направление (например, ось z). Эти значения называют магнитным спиновым числом ms = +, –.

На энергетической диаграмме состояния электронов с разными спинами условно изображают стрелками «вверх» и «вниз»:

Для многоэлектронного атома квантовые состояния электронов в атоме представлены в табл. 5.

Квантовые состояния электронов в многоэлектронном атоме Главное Орбитальное Магнитное Магнитное Символы квантовое квантовое квантовое спиновое орбиталей число, n число, l число, ml число, ms

ТЕМА 3. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ

ЭЛЕМЕНТОВ

Изучение состава и строения атома позволяет ответить на многие вопросы о свойствах атомов химических элементов, о структуре и закономерностях периодической системы элементов, о химических свойствах простых и сложных веществ.

Правила заполнения орбиталей электронами Каждый электрон многоэлектронноого атома имеет свои характеристики пространственную и энергетическую. Эти характеристики представлены определенным набором квантовых чисел. Заполнение орбиталей электронами многоэлектронного атома в основном состоянии подчиняется трем правилам:

1. Правило минимальной энергии. Электрон в атоме стремится занять наименьшую по энергии орбиталь. Например, 1sорбиталь энергетически выгоднее, чем 2s-орбиталь.

2. Правило Гунда. Суммарное спиновое число электронов данного энергетического подслоя должно быть максимальным.

Например, три р-орбитали заполняются электронами с одинаковым спином – в этом случае, суммарный спин равен 3/2, если же с разными спинами – тогда -.

3. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Например, на s-орбитали электроны отличаются магнитным спиновым числом, ms = + и ms = -. Следовательно, в sсостоянии (одна орбиталь) может находиться два электрона, в рсостоянии (три орбитали) шесть электронов, в d-состоянии (пять орбиталей) – десять, в f-состоянии (семь орбиталей) – четырнадцать и т.д. Таким образом, на одной орбитали могут находиться два электрона.

Схема энергетического состояния и электронная конфигурация многоэлектронного атома.

Система квантовых чисел определяет состояние электронов в атоме. Электроны с одинаковым значением главного квантового числа n образуют квантовый слой близких по размерам электронных облаков. По мере удаления от ядра емкость квантовых слоев (энергетических уровней) возрастает и в соответствии с формулой 2n2 (где n2 – число орбиталей данного квантового слоя) составляет:

при n = 3 восемнадцать … и т. д. электронов.

Два первых элемента периодической системы водород и гелий имеют соответственно один и два электрона на первом квантовом слое. От лития до неона заполняется электронами второй квантовый слой, от натрия до аргона третий и т.д.

Следовательно, в одном периоде объединяются элементы с одинаковым числом квантовых слоев. Первый слой содержит один подслой – s-подслой, второй – два – s- и p-подслои; третий – три – s-, p- и d-подслои; четвертый – четыре – s-, p-, d-, fподслои (рис. 7а) и т.д.

соответствии с правилом минимальной энергии. Так, 4sорбиталь имеет меньшую энергию, чем 3d-орбитали, следовательно, в четвертом квантовом слое электронами заполняются внешняя 4s-орбиталь, а затем предвнешние 3dорбитали и т.д. (рис. 7б). Последовательность энергетических состояний в порядке возрастания энергии орбиталей многоэлектронного атома можно представить в виде следующего ряда: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d Без учета возрастания энергии распределение электронов в атоме по слоям, подслоям, орбиталям можно представить в виде электронной конфигураци атома: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p 4d10 4f14 5s2… и т. д.

При заселении электронами подслоев одного и того же энергетического слоя элементы делят на семейства: заселяется sподслой – семейство s-элементов, р-подслой – семейство рэлементов, d-подслой – семейство d-элементов и т.д.

Рис.7. Варианты примерной энергетической схемы многоэлектронного атома: а – без учета симметрии орбиталей, б – с учетом симметрии энергии орбиталей Структура периодической системы Периодическая система была впервые предложена русским химиком Д.И. Менделеевым в 1869 г. В настоящее время существует более 400 вариантов изображения периодической системы, но существенного изменения со времени открытия до настоящего времени не произошло. Периодическая система позднее лишь дополнялась вновь открываемыми химическими элементами, свойства которых были гениально предсказаны Д.И.Менделеевым. За основу систематизации ученый взял атомную массу элемента и расположил элементы в ряд в порядке ее возрастания. В настоящее время периодический закон формулируется следующим образом:

Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (их атомной массы).

Периодическая система состоит из горизонтальных и вертикальных рядов. Горизонтальные ряды называют периоды.

Различают малые (с 1 по 3) и большие (с 4 по 7) периоды. Они отличаются числом элементов. Вертикальные ряды называют группы, их делят на главные (группа А) и побочные (группа Б) подгруппы. Главные подгруппы содержат s- и р-элементы, а побочные включают d- и f- элементы.

Первый период состоит из двух элементов. В атоме водорода электрон заселяет первый энергетический слой, sорбиталь. Электронная конфигурация атома водорода 1H 1s1.

Энергетическая схема распределения электронов в атоме водорода:

В атоме гелия:

В атомах элементов второго периода заполняется второй энергетический слой, начиная с заселения электронами 2sорбитали:

После заполнения 2s-орбитали в атоме бериллия, заполняются 2 р-орбитали в атоме бора 5B1s22s22p1 и т.д.

Элементы малых периодов включают семейства s- и рэлементов. Например, литий и бериллий – это s-элементы, от бора до неона – это р-элементы.

электронами, называют валентным. Например, для элементов второго периода валентный слой 2s2р, а электроны этого слоя называют валентными электронами, их число соответствует номеру группы. Так в атоме лития – один валентный электрон, 2s1, в атоме бериллия – два, 2s2, а в атоме бора – три валентных электрона, 2s22р1 и так далее.

Периодичность свойств химических элементов Рассмотрим закономерности изменения состава, электронного строения атомов и периодичность изменения свойств атомов химических элементов в периодах и группах.

Закономерности изменения в периодах. Валентные электронные конфигурации элементов 3-го периода:

3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p В целом, в периодах с ростом заряда ядра изменяется число внешних (валентных) электронов, число энергетических слоев остается неизменным.

Закономерности изменения в группах. Валентные электронные конфигурации s-элементов 1-й группы:

В целом, в группах с ростом заряда ядра изменяется число энергетических слоев, число валентных электронов остается неизменным.

Таким образом, основу периодичности свойств химических элементов составляет повторяемость электронных структур атомов с ростом заряда их ядер.

В ряду элементов-аналогов в периодах и группах электронные структуры похожи, но не тождественны. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в периодах и группах наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Порядковый номер элемента постоянно возрастает. Так, натрий (порядковый номер 11), элемент 3-го периода первой группы имеет три энергетических уровня и один валенный электрон 11Na 1s22s22р63s1. Калий (порядковый номер 19), элемент 4-го периода первой группы имеет четыре энергетических уровня и также один валенный электрон 1s22s22р63s23р64s1. Оба эти элемента металлы, но их 19K химическая активность различна.

Таким образом, свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются в периодах и группах с ростом заряда ядра.

Индивидуальные характеристики атома.

Для определения закономерного изменения свойств атомов химических элементов используют следующие характеристики атома: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, атомный (орбитальный) радиус.

Многие химические процессы обусловлены, способностью атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно определяется энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергия ионизации ЕИ – это количество энергии необходимое для отрыва электрона от невозбужденного (нейтрального) атома А0 с превращением его в положительно заряженный ион А+:

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или эВ/атом.

Значения энергии ионизации в эВ/атом численно равны потенциалам ионизации в Вольтах. Отрыв второго электрона будет осуществляться от положительного иона (катиона):

Для многоэлектронных атомов Е1И Е2И Е3И …, поскольку второй и последующие электроны отрывают от положительных ионов. Кривая зависимости энергии ионизации атомов от порядкового номера элемента (рис. 8) имеет явно выраженный периодический характер.

Рис. 8. Зависимость энергии ионизации атомов от порядкового В целом, в периодах энергия ионизации возрастает, а в группах для s- и p-элементов уменьшается. Внутри периодов наблюдается немонотонное изменение энергии ионизации – внутренняя периодичность. Причина ее появления в изменении структуры внешней электронной оболочки атома.

Сродством к электрону называют энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому:

Этот эффект может быть выражен в кДж/моль или эВ/атом.

Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона А–.

Закономерность изменения сродства к электрону с увеличением порядкового номера элемента носит выраженный периодический характер (рис. 9) Рис. 9. Зависимость энергии сродства к электрону от Как следует из рисунка 9, наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы VII группы. Наименьшее и даже отрицательное сродство к электрону имеют атомы с электронной конфигурацией ns2 и ns2nр6 или с наполовину заполненным электронами р-подуровнем nр3.

Для оценки способности атома химического элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении, пользуются условным понятием электроотрицательности (ЭО). Эта способность атома зависит от его энергии ионизации и сродства к электрону.

Электроотрицательность атома по определению Малликена, может быть выражена как полусумма энергии ионизации и сродства к электрону: = ( ЕИ + Е ср ).

Относительное расположение элементов в ряду электроотрицательностей по шкале Полинга приведено в приложении 3. Согласно приведенным данным в периодах наблюдается, в целом, увеличение электроотрицательности элементов, а в группах – ее уменьшение.

Степень окисления. С понятием электроотрицательности связано понятие степени окисления. Под степенью окисления понимают условное число (положительное или отрицательное), которое присваивают элементу в соединении в соответствии с величиной его электроотрицательности. Например, величина ЭО (F) 4,0 – больше, чем у других элементов. Поэтому при составлении формулы соединения фтора его степень окисления всегда отрицательная (–1). Примеры соединений:

Различают понятия высшая и низшая степень окисления элемента. Высшую (положительную) степень окисления, как правило, определяют по номеру группы (по числу валентных электронов для s- и p- элементов). Например: в атоме азота 7 N 1s22s22p3 семь электронов, на валентном уровне азота пять электронов 2s22p3, его высшая степень окисления (+5). Низшую степень окисления элемента определяют по формуле: номер группы минус 8. Например, низшая степень окисления азота (Орбитальный радиус атома. Следуя законам волновой механики, волновому характеру движения электрона, атом не имеет строго определённых границ. Поэтому измерить аблолютные размеры атома невозможно. За радиус свободного атома (орбитальный радиус) можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Поскольку атомы находятся в связанном состоянии, образуя соединения, то радиусы в этом случае рассматривают как некоторые эффективные (ионные) радиусы. Изменение атомных и ионных радиусов в периодической системе представлено на рисунке 10.

В периодах атомные и ионные радиусы с ростом заряда ядра, в общем, уменьшаются. В малых периодах наблюдается резкое уменьшение радиусов, так как у этих элементов происходит заполнение внешнего электронного слоя. В больших периодах в пределах семейств d- и f-элементов наблюдается плавное уменьшение радиусов. Это уменьшение называют соответственно d- и f-сжатием. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов, в общем увеличиваются.

Рис. 10. Зависимость орбитальных радиусов атомов от порядкового номера элемента Задания для самостоятельной работы 1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома бария и атома мышьяка.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома мышьяка.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений мышьяка, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится барий? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома калия и атома селена.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома селена.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений селена, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится калий? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома услерода и атома титана.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома углерода.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений углерода, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится титан? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома цезия и атома иода.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома иода.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений иода, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится цезий? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома неона и атома олова.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома олова.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений олова, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится неон? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома бора и атома хрома.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома хрома.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений хрома, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится бор? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома кислорода и атома ванадия.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома ванадия.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений ванадия, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится кислород?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома алюминия и атома марганца.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома марганца.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений марганца, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится алюминий?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома кальция и атома полония.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома полония.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений полония, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится кальций?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома кремния и атома молибдена.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома кремния.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений кремния, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится молибден?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома фосфора и атома никеля.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома фосфора.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений фосфора, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится никель?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома серы и атома ванадия.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома серы.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений серы, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится ванадия?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома фтора и атома сурьмы.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома сурьмы.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений сурьмы, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится фтор? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома криптона и атома германия.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома германия.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений германия, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится криптон?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома хлора и атома меди.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома хлора.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений хлора, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится медь? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома бария и атома технеция.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома технеция.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений технеция, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится барий? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома азота и атома ниобия.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома ниобия.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений ниобия, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится азот? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома селена и атома индия.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома селена.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений селена, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится индий?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома циркония и атома мышьяка.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома циркония.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений циркония, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится мышьяк?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома бора и атома брома.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома брома.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений брома, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится бор? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома свинца и атома титана.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома титана.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений титана, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится свинец?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома кремния и атома хрома.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома хрома.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений хрома, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится кремния?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома ванадия и атома висмута.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома висмута.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений висмута, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится ванадий?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома астата и атома углерода.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома углерода.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений углерода, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится астат? Определите положение этого элемента в периодической системе.

1. Приведите электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов атома кобальта и атома селена.

2. Выделите валентные орбитали и электроны атома селена.

Определите возможные степени окисления этого атома.

3. Приведите примеры возможных соединений селена, учитывая электроотрицательность элементов.

4. К какому семейству элементов относится кобальт?

Определите положение этого элемента в периодической системе.

ТЕМА 4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

электростатической силой притяжения между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами взаимодействующих частиц атомов, ионов, молекул или любой комбинации из них. В зависимости от природы и характера распределения электронной плотности в веществе, различают типы связи:

• Ионная связь – электростатическая сила притяжения между зарядами противоположного знака. Эта связь легче всего образуется при взаимодействии щелочных металлов и галогенов. Вещества с ионным типом связи имеют структуру ионной кристаллической решетки, где ионы противоположного знака чередуются в её узлах (рис. 11а).

Рис. 11. Кристаллические решетки: хлорида натрия (а), алмаза • Ковалентная связь – образуется между двумя атомами парой электронов, принадлежащих обоим атомам. Эта связь локализована, образуется между атомами неметаллов.

Различают ковалентную полярную связь, когда взаимодействуют атомы разных неметаллов, и ковалентную неполярную связь, когда взаимодействуют атомы одинаковых неметаллов. Вещества с ковалентным типом связи имеют кристалличекую решетку (рис. 11в). Узлы молекулярной кристаллической решетки, как правило, образованы молекулами. В кристаллах молекулы связаны за счет межмолекулярного взаимодействия.

• Металлическая связь - образуется между атомами металлов, объединенных в кристаллы. Атомы в кристалле не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями, так как число валентных орбиталей атома металла значительно больше числа электронов на них. Например, атомы натрия кристаллизуется в кубической объемно-центрированной решетке, где каждый атом в кристаллическом состоянии имеет по восемь ближайших соседей (рис. 11г). Это значит, что каждый атом натрия для образования двухэлектронных связей должен был бы предоставить восемь электронов, тогда как в атоме натрия лишь один валентный электрон. При образовании химической связи орбитали соседних атомов перекрываются, электроны могут переходить с одной орбитали на другую.

Таким образом, в отличие от ионных и ковалентных соединений в металлах небольшое число электронов одновременно связывают большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле, т.е. связь делокализована.

Особенности химической связи в металлах позволяют объяснить такие свойства как электрическая проводимость, пластичность, теплопроводность металлов.

В чистом виде эти три типа химической связи проявляются редко. В большинстве соединений имеет место смешанные типы связи.

Одной из важнейших характеристик химической связи является энергия. Она служит мерой прочности связи.

Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух или более атомов полная энергия системы (потенциальная и кинетическая) понижается. Это необходимое условие образования химической связи.

При этом:

чем сильнее притяжение между разноименно заряженными частицами, тем меньше энергия системы;

любая частица устойчива, если все действующие в ней силы уравновешены.

Рассмотрим простейшую из возможных молекулярных систем Н2+. В ней один электрон движется в поле двух ядер – протонов (рис.12). Рассмотрим взаимодействие этих частиц.

Рис.12. Силы взаимодействия между атомными ядрами и электроном в молекулярном ионе H2+ При сближении протона НA+ и атома НB возникают силы притяжения ядро-электрон и силы отталкивания ядро – ядро.

Сила межъядерного взаимодействия f H A H B всегда направлена вдоль оси соединения ядерных центров и стремится развести ядра подальше друг от друга (рис. 12а). Очевидно, молекула Н2+ образуется в том случае, если равнодействующая сил притяжения и отталкивания равна нулю. В этом случае взаимное отталкивание ядер протонов НA+ и НB+ должно быть скомпенсировано притяжением электрона к ядрам.

пространстве около ядер, можно предположить два случая:

1. Электрон может находиться в положении б (рис. 12б). Его притяжение к протонам (силы f H A e и f H B e ) способствует сближению ядер. Такое положение электрона называют областью связывания.

2. В другой момент электрон может находиться в положении в (рис. 12в). В этом случае силы притяжения ( f H A e и f H B e ) направлены в одну сторону и отталкивание протонов не компенсируют. Такое положение электрона называют областью антисвязывания (разрыхления).

В области связывания электрон находится между ядрами, в этом случае преобладают силы притяжения, равнодействующая сил притяжения и отталкивания равна нулю (рис.12б). Энергия системы минимальна, химическая связь образуется. Если же электрон будет находиться в области разрыхления, за ядрами, в этом случае преобладают силы отталкивания, так как силы притяжения не компенсируют отталкивание ядер (рис. 12в).

Химическая связь не образуется Таким образом, химическая связь образуется в том случае, если электрон оказывается между ядрами. В этом случае, очевидно, энергия системы понижается, что способствует образованию молекулы из атомов.

Кривая полной энергии системы Н2+. Энергия связи.

Для простейшей молекулярной системы Н2+ можно вычислить её энергию при различных расстояниях между ядрами и построить график зависимости энергии системы от расстояния между ядрами (рис. 13).

Рис. 13. Зависимость полной энергии системы молекулярного При изменении расположения ядер меняется энергия электрона, а потому и энергия молекулы. Кривые 1 и отражают зависимость энергии электрона от расстояния между ядрами.

Кривая 1 – при сближении ядер протона Н+ и атома Н электрон может находиться в области связывания. В начале преобладают силы притяжения ядер, а затем при дальнейшем сближении ядер - силы отталкивания, поэтому полная энергия системы монотонно понижается и по достижении минимума – резко возрастает. Минимум на кривой полной энергии отвечает наиболее устойчивому состоянию системы, т.е. образованию химической связи в молекулярном ионе Н2+.

Глубина минимума отвечает энергии диссоциации молекулярного иона. Количество энергии, необходимой для разрыва химической связи в молекуле называют энергией диссоциации (D0). Для молекулярного иона Н2+ энергия диссоциации на протон Н+ и атом Н D0 = 255,7 кДж/моль.

Минимуму энергии системы отвечает равновесное расстояние между ядрами - межъядерное расстояние (d). В молекулярном ионе Н2+ dНН = 0,106 нм.

Кривая 2 минимума энергии не имеет, молекулярный ион Н2+ образоваться не может. Это случай возможен, когда электрон находится за ядрами, в области разрыхления (рис. 13).

Следовательно, образование химической связи в Н2+ обусловлено движением электрона около двух ядер. Между ядрами возникает область с высокой плотностью отрицательного заряда, который «стягивает» положительное заряженное ядро. Это состояние уменьшает полную энергию системы, образуется химическая связь.

Большинство веществ, в частности органические вещества, состоят из атомов неметаллов. Химическая связь между атомами в этих веществах относится к ковалентному типу связи.

Образование ковалентной связи рассматривает теория валентных связей. Основные положения этой теории:

каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных ковалентная связь двухцентровая, двухэлектронная;

ковалентная связь характеризуется насыщаемостью, направленностью, поляризуемостью.

Рассматривают два механизма образования химической взаимодействующих атомов выделяет для общей электронной пары по одному электрону, и донорно-акцепторный механизм, когда один из взаимодействующих атомов выделяет для общей пары свободную орбиталь (акцептор), а другой – пару электронов (донор).

Рассмотрим более подробно особенности ковалентной связи.

Насыщаемость ковалентной связи. Понятие о валентности Насыщаемость ковалентной связи определяет способность атома образовывать химические связи. Вследствие насыщаемости молекулы имеют определённый состав и структуру. Например:

Азот образует три связи, кислород – две, а водород и хлор по одной связи. Химическая связь в структурных формулах обозначается черточкой.

С насыщаемостью связано понятие валентности. Под валентностью понимают свойство атома присоединять или замещать определённое число атомов другого элемента. Так, валентность азота в NH3 равна трём, кислорода в H2O – двум, у хлора и водорода валентности равны единице.

Способность атома образовывать химические связи определяется количеством валентных орбиталей атома.

Численное значение валентности равно числу ковалентных связей, которые образует данный атом. Рассмотрим образование связи в молекуле ВН3:

Атом бора образует с атомом водорода три ковалентные связи по обменному механизму. Его валентность равна трем. В атоме бора остаётся вакантной одна орбиталь. Бор ненасыщен, он способен образовать еще одну связь по донорно-акцепторному механизму:

В молекулярном ионе ВН4 бор насыщен, его максимальная валентность равна четырём.

Для элементов второго периода, кроме лития и неона, не образующих ковалентные связи, максимальная валентность равна четырём. Для элементов третьего периода, за исключением натрия, магния и аргона, не образующих ковалентные связи, максимальная валентность равна шести.

Повышение валентности у элементов третьего периода объясняют участием d- орбиталей в образовании связи.

Направленность ковалентной связи. Валентный угол Взаимное перекрывание различных по форме электронных облаков может осуществляться разными способами. В зависимости от способа парекрывания и симметрии образующегося облака различают -, -, - связи (рис. 14).

Рис.14. Схемы перекрывания орбиталей при образовании Сигма-связи осуществляются при перекрывании облаков вдоль линии, соединяющей ядра атомов.

Пи-связи осуществляются при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Дельта-связи осуществляются перекрыванием d-облаков всеми четырьмя лепестками, расположенными в паралельных плоскостях.

При образовании химической связи электронные пары сосредоточены между двумя атомами, то есть имеют направленность. Если центры атомов соединить воображаемыми линиями, то углы между линиями называют валентными углами. Например, H2O:

Метод локализованных электронных пар.

Пространственная конфигурация молекул Насыщаемость и направленность ковалентной связи позволяют предсказывать пространственное строение молекул и сложных ионов. Существует метод описания структуры ковалентных соединений, основанный на отталкивании электронных пар валентной электронной оболочки атома. Этот метод также называют методом локализованных электронных пар. Он основывается на следующих предположениях:

валентные электроны взаимодействующих атомов объединяются и образуют локализованные электронные пары (ЛЭП);

локализованная электронная пара, принадлежащая двум связанным атомам, называется связывающая электронная пара (СЭП);

локализованная электронная пара, не приводящая к образованию химической связи и принадлежащая одному атому, называется несвязывающая электронная пара (НЭП).

НЭП и СЭП, принадлежащие одному атому, стремятся удалиться друг от друга на максимальное расстояние, поскольку они, как одноимённые заряды (состоят из электронов), отталкиваются.

Локализованные электронные пары между атомами образуют валентные углы. Если в молекуле присутствуют только связывающие электронные пары, то все валентные углы между атомами одинаковые. Такая молекула имеет симметричную пространственную конфигурацию. Наличие же несвязывающих электронных пар приводит к искажению симметричной конфигурации молекулы, валентные углы между локализованными электронными парами неодинаковые, поскольку СЭП и НЭП занимают разный объем в пространстве (рис.15).

Рис. 15. Валентные углы между разными локализованными Определение пространственной конфигурации молекулы методом локализованных электронных пар Используя свойства ковалентной связи, можно определить пространственную конфигурацию молекул (рассмотрим на примере молекулы ВCl3).

периферический атомы, координационное число (к.ч.), которое равно числу периферических атомов.

В молекуле ВCl3 центральный атом – В, периферический атом – Cl, к.ч. равно 3.

Составляют валентную электронную конфигурацию и энергетическую схему распределения электронов этих атомов:

Рассматривают их валентные возможности, учитывая, что от центрального атома в образовании связи участвуют все валентные электроны, а от периферического по одному электрону от каждого атома.

В молекуле ВCl3:

три электрона от центрального атома бора, по одному электрону от трёх периферических атомов. Итого 6 электронов участвуют в образовании связи.

Определяют число локализованных электронных пар участвующих в образовании связи.

В молекуле ВCl3:

Определяют число СЭП по координационному числу.

В молекуле ВCl3:

Определяют число несвязывающих электронных пар по формуле:

В молекуле ВCl3:

Пространственную конфигурацию молекулы определяют по числу ЛЭП, СЭП, НЭП (см. приложение 4). В молекуле ВCl все три электронные пары являются связывающими (СЭП), так как каждая из них связывает ядро атома бора и ядра трех атомов хлора. Молекула ВCl3 имеет плоско-треугольное строение.

пи-связь (-связь). Если в состав молекулы входят периферичекие атомы кислорода, то число -связей определяют по числу атомов кислорода. Например, молекула SO2 содержит два атома кислорода, значит в этой молекуле две -связи. Их обозначают пунктирной линией:

В молекуле ВCl3 -связей нет.

взаимодействующих атомов образуются только -связи, то кратность такой связи равна 1. Повышение кратности связи происходит вследствие образования дополнительного - или связывания. Образование дополнительной связи приводит к уменьшению длины связи и увеличению энергии связи. В этих случаях прочность молекулы увеличивается, а кратность связи становится больше 1. Например, энергия диссоциации молекулы азота E(дисс.) N2 равна 940 кДж/моль, а Е(дисс.) F2 равна кДж/моль. В молекуле азота связь прочнее, чем в молекуле фтора. В первом случае, в молекуле азота две –связи (кратность связи = 3), а в молекуле фтора -связей нет (кратность связи = 1).

пространственную конфигурацию молекулы, поскольку эти связи, как правило, нелокализованы.

Полярность связи и поляризуемость молекулы Химическая связь, образованная разными по величине электроотрицательности атомами, полярна, так как общая электронная пара в этом случае смещается к более электроотрицательному атому.

электрическим моментом диполя ( µ ). Это векторная величина, имеющая направление от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному. Определение вектора дипольного момента связи зависит от длины связи l и от величины заряда q:

Если условно считать заряды на атомах как (+q) и (–q), в зависимости от электроотрицательности и степени окисления, то µ 0 в случае образования связи разными атомами.

Например, связь ВCl полярна, т.к. ЭО(В) = 2.01, а ЭО(Cl) = 3,0, следовательно µ 0.

Определение пространственной конфигурации молекулы методом локализованных электронных пар позволяет определить наличие и направение дипольных моментов молекул. Он складывается из суммы векторов локальных дипольных моментов всех ковалентных связей в молекуле. Если строение молекулы симметрично, тогда суммарный дипольный момент µ = 0, молекула неполярная (рис. 16а).

При наличии НЭП в молекуле локальный дипольный момент всегда направлен в сторону НЭП. В этом случае µ 0, то есть молекула полярная (рис. 16б).

Рис. 16. Сложение электрических моментов диполя Поляризуемость молекулы характеризует ее способность становиться полярной под действием внешнего электрического поля или поля других молекул. Поляризуемость молекул позволяет объяснить образование межмолекулярных связей, процессы растворения, агрегатное состояние вещества и многое другое.

Задания для самостоятельной работы Определите пространственную конфигурацию молекул CI4, H2S, AsBr5 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул BCl3, AsH3, BeBr2 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул BeCl2, SF3, SO3 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул NF3, H2Se, JBr5 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул AsI5, BeH2, SCl4 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул SiCI4, CO2, PBr3 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул BJ3, H2Te, NOCl2 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул CBr4, OF2, SOCl2 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул CCl4, H2S, TeBr4 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 10.

BF3, H2Se, методом локализованных электронных пар. Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 11.

PCl5, SnCl2, XeF4 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 12.

BeCl2, CIF3, SO3 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 13.

BeF2, CO, PBr5 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 14.

OF2, BCl3, XeF6 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 15.

SCl6, BeH2, JF7 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 16.

TeCl6, PBr3, SCl2 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 17.

SOBr2, BF3, TeBr4 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 18.

SO3, SeCl4, CF4 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 19.

SiF4, NOF2, TeBr4 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 20.

CI4, H2Se, NBr3 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 21.

TeBr4, PH3, SbCl5 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 22.

SF4, SO2F2, AsBr3 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 23.

SiI4, SO2, BiBr5 методом локализованных электронных пар.

Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 24.

ClF3, H2S, CO методом локализованных электронных пар. Какие молекулы полярные и почему?

Определите пространственную конфигурацию молекул 25.

CI4, JF5, BBr3 методом локализованных электронных пар. Какие молекулыполярные и почему?

ТЕМА 5. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Энергия как основа существования вещества «Энергия» по-гречески означает «деятельность», общая мера различных видов движения и взаимодействия. Любая система (атом, молекула, ион и др.) существует в устойчивом состоянии, если все виды энергии в ней сбалансированы. Любое нарушение баланса сопровождается изменением энергии системы. Например, присоединение электрона к атому хлора сопровождается энергетическим эффектом присоединения электрона (энергией сродства к электрону):

На отрыв электрона от атома натрия затрачивается энергия ионизации EИ1 = + 495,8 кДж/моль:

Вещество состоит из атомов и существует за счет энергии частиц, из которых оно образовано. Энергия вещества изменяется в результате химических превращений, когда одни вещества исчезают, образуются другие. Как измерить энергию вещества, химического процесса?

Энергетика химических процессов. Основные При любом химическом процессе происходит перестройка электронных структур атомов, ионов, молекул: разрыв одних химических связей и образование новых. Этот процесс сопровождается изменением химической энергии системы и переходом ее в другие виды энергии (свет, тепло, электричество и др.). Энергетические эффекты реакций изучает химическая термодинамика.

Химическая термодинамика («термос» - тепло, «динамос» сила) – это наука о превращении энергии химических процессов.

Она изучает все виды химической энергии. Любую химическую систему описывают с помощью параметров – давления р, температуры Т, массы m, объема V. Для характеристики динамической системы также важно знать об изменении ее внутренней энергии U, энтальпии (теплосодержании) H, энтропии S, энергии Гиббса G. По изменению этих свойств системы можно судить об изменении энергетики системы в целом.

Энтальпия. Тепловой эффект реакции В любом процессе, в том числе в химической реакции, выполняется закон сохранения энергии (или первый закон термодинамики):

Теплота Q, подводимая к системе расходуется на изменение внутренней энергии системы U и совершение работы А против внешних сил. Для химической реакции внутренняя энергия системы – это запас энергии всех видов движения и взаимодействия внутри системы (ядер, электронов, атомов, молекул, ионов и др.). Работа, с которой чаще всего приходится иметь дело в химических системах, связана с расширением системы. Такое расширение происходит, например, при выделении газа в химической реакции, протекающей в открытой колбе (рис. 17). Газообразный продукт реакции, например, CaCO3 (К) + 2HCl(Ж) = CaCl2(Р) + H2O(Ж) + CO2 (Г) давит на поршень и перемещает его из состояния с объемом V1 в состояние с объемом V2, тогда происходит изменение объема и совершается работа против внешнего давления, p Рис. 17. Работа, выполняемая химической системой против внешнего давления (поршень невесомый) Химические реакции в большинстве случаев протекают при постоянном давлении (в открытом сосуде) или при постоянном объеме, например, в автоклаве. Первые относятся к изобарным, вторые - к изохорным.

При изохорном процессе изменения объема системы не происходит, V = 0, тогда и работа против внешних сил = 0.

В этом случае теплота, подводимая к системе, затрачивается на изменение внутренней энергии системы при переходе ее из состояния 1 в состояние 2:

При изобарном процессе изменения давления не происходит (p = const) и внешнее давление равно внутреннему. Работа затрачивается на расширение внутреннего объема системы при переходе её из состояния 1 в состояние 2:

Q =U + pV =(U2 U1) + p(V2 V1) =(U2 + pV 2) (U1 + pV1 ), где U 2 + pV2 = H 2 – энтальпия конечного состояния системы;

U1 + pV1 = H1 – энтальпия начального состояния системы.

Следовательно, теплота, подводимая к системе, расходуется на изменение энтальпии:

Энтальпия – есть энергия расширенной системы, то есть форма передачи энергии внутри системы и от системы к ее окружению.

Абсолютное значение внутренней энергии U и энтальпии Н невозможно определить. Однако, можно рассчитать или определить экспериментально энергетический эффект процесса, т.е. изменение состояния системы изменение значений Н и U.

При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е.

энтальпия и внутренняя энергия системы, уменьшаются, а Н и U имеют отрицательные значения.

При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е.

энтальпия и внутренняя энергия системы возрастают, а Н и U имеют положительные значения.

Для сравнения энергетических эффектов различных химических процессов расчет проводят относительно 1 моля вещества, взятого в стандартных условиях.

Н0f,298 – стандартная энтальпия образования 1 моля вещества из простых веществ, она измеряется в кДж/моль. Для простых веществ стандартную энтальпию образования принимают равной нулю. За стандартные условия обычно принимают: давление 101 325 Па, температуру 25 0С (298,15 К), объем 22,4 л.

Термохимические расчеты. Закон Гесса Уравнение реакций с указанием теплового эффекта и фазового состояния веществ называют термохимическим уравнением. Термохимическое уравнение синтеза 1 моля оксида углерода (IV) имеет вид:

C(графит,К) + O2 (Г) = CO2( Г), Н0298 = – 393,51 кДж/моль.

Фазовые состояния веществ принято обозначать: г – газовое, ж – жидкое, т – твердое, к – кристаллическое, р – растворенное.

В основе термохимических расчетов лежит следствие первого закона термодинамики или закон Гесса (1841г.):

Тепловой эффект реакции зависит только от вида (природы) и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути процесса (числа промежуточных стадий).

Реакция образования оксида углерода (IV) из простых веществ, при разном соотношении молей кислорода может протекать в одну стадию:

или две стадии:

Согласно закону Гесса тепловые эффекты образования СО2 в одну или две стадии будут равны: H1 = H2 + H3. Тепловой экспериментально определить невозможно, но его можно рассчитать: H2 = H1 - H3.

Тепловой эффект любой реакции можно рассчитать по стандартным величинам энтальпии образования 1 моля всех ее реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов уравнения:

H0х.р. = H0 f,298( продуктов реакции) H0 f,298 (исходных веществ).

Пример:

H0 f, 298 –74,86 0 –393,51 –285, кДж/моль Н0х.р. = [1 моль • (–393,51 кДж/моль) + 2 моль • (–285, кДж/моль)] – [1 моль • (–74,86 кДж/моль) + 0] = – 890,3 кДж.

Расчеты показывают, что данная реакция сопровождается уменьшением энтальпии, что сопровождается выделением большого количества теплоты, процесс экзотермический.

Многие химические процессы сопровождаются одновременным изменением внутренней энергии, энтальпии и упорядоченности расположения всех частиц системы.

Любой частице (молекуле, атому и др.) свойственно также стремление к беспорядочному движению. Это свойство определяет второй закон термодинамики:

В любой изолированной системе с течением времени происходит постоянное увеличение степени беспорядка системы.

Количественной мерой беспорядка является энтропия S.

При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное - энтропия возрастает (S 0), процесс протекает самопроизвольно.

Например, два сообщающихся сосуда разделены краном и заполнены разными газами (рис. 18). В положении (а), когда кран закрыт, система характеризуется некоторой степенью вероятности беспорядка WН. Если кран открыт (положение б), тогда газы смешиваются, и степень вероятности беспорядка WК возрастает. Согласно второму закону термодинамики для любой изолированной системы Wк Wн.

Отсюда следует, что все самопроизвольно протекающие процессы сопровождаются увеличением суммарной энтропии системы. Так для состояния воды: лед – жидкость – пар энтропия изменяется, как SК S Ж SГ, поскольку эти процессы сопровождаются уменьшением порядка в относительном расположении частиц.

Энтропия 1 моля вещества для стандартных условий принято количественно выражать как S0f,298 [Дж/К·моль].

Значения стандартной энтропии для некоторых веществ, приведены в справочниках. Например, стандартная энтропия воды для разных агрегатных состояний различна (приложение 5): S0298 H2O(К) = 39,33 Дж/К•моль, S0298 H2O(Ж) = 70, Дж/К•моль, S0298 H2O(Г) = 188,72 Дж/К•моль.

По значению стандартной энтропии веществ, участвующих в химическом процессе, можно рассчитать изменение энтропии химического процесса по закону Гесса с учетом стехиометрических коэффициентов уравнения:



Pages:   || 2 |
 


Похожие работы:

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова (СЛИ) Кафедра Машины и оборудование лесного комплекса МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЕ. ТЕХНОЛОГИЯ КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов специальностей 250401 Лесоинженерное дело и...»

«Н.Л. ГЛИНКА ОБЩАЯ ХИМИЯ Учебное пособие Издание стереотипное УДК 54(075.8) ББК 24.1я73 Г54 Глинка Н.Л. Г54 Общая химия : учебное пособие / Н.Л. Глинка. — Изд. стер. — М. : КНОРУС, 2012. — 752 с. ISBN 978-5-406-02149-1 Учебное пособие предназначено для студентов нехимических специальностей высших учебных заведений. Оно может служить пособием для лиц, самостоятельно изучающих основы химии, для учащихся химических средних профессиональных образовательных...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНФОРМАЦИОННЫХ ТЕХНОЛОГИЙ, МЕХАНИКИ И ОПТИКИ А.Ф. Новиков, М.В. Успенская МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К КОМПЬЮТЕРНОМУ ТЕСТИРОВАНИЮ ПО КУРСУ ХИМИИ Учебное пособие Санкт-Петербург 2010 2 УДК 546(075.8); 541.1(07) Новиков А.Ф., Успенская М.В., Методические указания к компьютерному тестированию по курсу химии. Учебное пособие. – СПб: СПб ГУ ИТМО, 2010 – 118 с. Пособие соответствует государственному...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ЗДРАВООХРАНЕНИЮ И СОЦИАЛЬНОМУ РАЗВИТИЮ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ВОЛГОГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРАКТИЧЕСКИЕ И ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ ПО БИОЛОГИЧЕСКОЙ ХИМИИ Методическое пособие Рекомендовано Учебно-методическим объединением по медицинскому и фармацевтическому образованию вузов России в качестве учебно-методического пособия для студентов медицинских вузов, обучающихся по...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова (СЛИ) Кафедра Общая и прикладная экология Технология очистки сточных вод Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов специальности 280201 “Охрана окружающей среды и рациональное использование природных...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра теплотехники и гидравлики ГИДРО- И ПНЕВМОАВТОМАТИКА Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов направления бакалавриата 220200.62 Автоматизация и управление и специальности 220301.65...»

«УДК 544(075) ББК 24.5я73 Ф48 Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине Физическая химия подготовлен в рамках реализации Программы развития федерального государственного образовательного учреждения высшего профессионального образования Сибирский федеральный университет (СФУ) на 2007–2010 гг. Рецензенты: Красноярский краевой фонд науки; Экспертная комиссия СФУ по подготовке учебно-методических комплексов дисциплин Ф48 Физическая химия [Электронный ресурс] : учеб. программа дисциплины...»

«Федеральное агентство по образованию Московская государственная академия тонкой химической технологии им. М.В.Ломоносова Кафедра химии и технологии высокомолекулярных соединений им. С.С. Медведева Тверской В.А. МЕМБРАННЫЕ ПРОЦЕССЫ РАЗДЕЛЕНИЯ. ПОЛИМЕРНЫЕ МЕМБРАНЫ Учебное пособие 2008 www.mitht.ru/e-library УДК 539.217 ББК 24.7 Рецензент: д.т.н., проф. Таран А.Л. (МИТХТ, кафедра процессов и аппаратов химической технологии) Тверской В.А. Мембранные процессы разделения. Полимерные мембраны Учебное...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра информационных систем ТЕХНИЧЕСКИЕ СРЕДСТВА И МЕТОДЫ СБОРА СТАТИНФОРМАЦИИ Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов специальности 240406 Технология химической переработки древесины всех форм...»

«Н.Л. ГЛИНКА ОБЩАЯ ХИМИЯ Учебное пособие Издание стереотипное КНОРУС • МОСКВА • 2014 УДК 54(075.8) ББК 24.1я73 Г54 Глинка Н.Л. Г54 Общая химия : учебное пособие / Н.Л. Глинка. — Изд. стер. — М. : КНОРУС, 2014. — 752 с. ISBN 978-5-406-03623-5 Учебное пособие предназначено для студентов нехимических специальностей высших учебных заведений. Оно может служить пособием для лиц, самостоятельно изучающих основы химии, для учащихся химических средних...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С.М. Кирова (СЛИ) Кафедра Машины и оборудование лесного комплекса БЕЗОПАСНОСТЬ ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов направления 240000 Химическая и биотехнологии по специальности 240406...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра теплотехники и гидравлики ТЕПЛОТЕХНИКА Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов специальности 220301.65 Автоматизация технологических процессов и производств (по отраслям) всех форм обучения  ...»

«Конспекты лекций Н.И. Шевченко для медицинских Ж.И. Муканова вузов ПАТОЛОГИЧЕСКАЯ АНАТОМИЯ Учебное пособие для студентов высших медицинских учебных заведений Москва 2005 УДК [616:611] (075.8) ББК 52.5я73 2 Ш37 Произведение публикуется с разрешения ЗАО Литературное агентство Научная книга Шевченко Н.И. Ш 37 Патологическая анатомия : учеб. пособие для студентов высш. мед. учеб. заведений / Н.И. Шевченко, Ж.И. Мука нова. М. : Изд во ВЛАДОС ПРЕСС, 2005. — 285 с. (Конспекты лекций для медицинских...»

«Федеральное агентство по образованию Сыктывкарский лесной институт – филиал государственного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургская государственная лесотехническая академия имени С. М. Кирова КАФЕДРА ОБЩЕТЕХНИЧЕСКИХ ДИСЦИПЛИН МЕТРОЛОГИЯ, СТАНДАРТИЗАЦИЯ, СЕРТИФИКАЦИЯ САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА СТУДЕНТОВ Методические указания для подготовки дипломированного специалиста по направлению 665000 Химическая технология органических веществ и топлив...»

«МИНИСТРЕСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ВОЛГОГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА МЕДИЦИНЫ КАТАСТРОФ Методические указания для выполнения контрольной работы студентами заочного отделения 3 курса фармацевтического факультета по дисциплине Безопасность жизнедеятельности. Медицина катастроф Волгоград – 2013 г 1 Методические рекомендации Контрольная работа является индивидуальной обязательной формой контроля самостоятельной внеаудиторной работы студента заочного...»

«МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ МОСКОВСКАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ им. И.М. СЕЧЕНОВА ФАКУЛЬТЕТ ПОСЛЕДИПЛОМНОГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ПРОВИЗОРОВ КАФЕДРА ОРГАНИЗАЦИИ ПРОИЗВОДСТВА И РЕАЛИЗАЦИИ ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ Столыпин В.Ф., Гурарий Л.Л. ИСХОДНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ДЛЯ ПРОИЗВОДСТВА ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ Под ред. член-корр. РАМН, профессора, Береговых В.В. Рекомендуется Учебно-методическим...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ СЫКТЫВКАРСКИЙ ЛЕСНОЙ ИНСТИТУТ – ФИЛИАЛ ГОСУДАРСТВЕННОГО ОБРАЗОВАТЕЛЬНОГО УЧРЕЖДЕНИЯ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ ЛЕСОТЕХНИЧЕСКАЯ АКАДЕМИЯ ИМЕНИ С. М. КИРОВА КАФЕДРА ХИМИИ ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ И ОСНОВЫ БИОХИМИИ Методические указания по выполнению контрольных работ по дисциплине Органическая химия и основы биохимии для студентов специальности 240406 Технология химической переработки древесины заочной формы обучения и...»

«Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Иркутский государственный медицинский университет Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации Кафедра управления и экономики фармации УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ТОВАРОВЕДЕНИЕ ЛЕКАРСТВЕННОГО РАСТИТЕЛЬНОГО СЫРЬЯ И ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ ИЗ НЕГО Иркутск 2011 УДК 615.4:658.81(075.8) Авторы: сотрудники кафедры управления и экономики фармации Иркутского государственного...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ЭКОНОМИКИ И ФИНАНСОВ КАФЕДРА СИСТЕМ ТЕХНОЛОГИЙ И ТОВАРОВЕДЕНИЯ СИСТЕМЫ ТЕХНОЛОГИЙ Рабочая программа, темы контрольных работ и методические указания по их выполнению для студентов I курса заочной формы обучения ИЗДАТЕЛЬСТВО САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО УНИВЕРСИТЕТА ЭКОНОМИКИ И ФИНАНСОВ Рекомендовано...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра теплотехники и гидравлики ГИДРАВЛИКА И ТЕПЛОТЕХНИКА Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов специальности 280201.65 Охрана окружающей среды и рациональное использование природных ресурсов и...»







 
© 2013 www.diss.seluk.ru - «Бесплатная электронная библиотека - Авторефераты, Диссертации, Монографии, Методички, учебные программы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.