E-Book Content
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ МОСКОВСКИЙ ИНЖЕНЕРНО-ФИЗИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ (ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ) ОБЩАЯ ХИМИЯ (ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ, ПРИМЕРЫ, ЗАДАЧИ) ДЛЯ ВЕЧЕРНЕГО ФАКУЛЬТЕТА Рекомендовано УМО «Ядерные физика и технологии» в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений Москва 2008 УДК 54(075) ББК 24.1я7 О-28 Общая химия (основные понятия, примеры и задачи) для вечернего факультета: учебное пособие / Авторы: Т.В.Жукова, М.А. Глаголева, Н.В.Липанова, В.В.Сергиевский, И.В.Сорока, Н.Д. Хмелевская. М.: МИФИ, 2008. – 140с. + вклейка. В пособии приведены формулировки понятий основных разделов курса "Общая химия", примеры решения типовых задач, варианты контрольных работ, а также вопросы для подготовки к экзамену. Структура пособия соответствует требованиям государственных образовательных стандартов и программе лекционного курса. Цель пособия – оказание помощи студентам при изучении химии в рамках самостоятельной работы. Для облегчения усвоения дисциплины студентами каждый раздел содержит контрольные вопросы. В приложении приведены некоторые справочные данные, используемые при решении задач. Предназначено для студентов первого курса вечернего факультета. Пособие подготовлено в рамках Инновационной образовательной программы. Рецензент: доцент каф. №1 МИФИ О.Г. Скотникова ISBN 978-5-7262-0888-6 © Московский инженерно-физический институт (государственный университет), 2008 СОДЕРЖАНИЕ 1. 1.1. 1.2. 1.3. 2. 2.1. 2.2. 2.3. 3. 3.1. 3.2. 3.3. 4. 4.1. 4.2. 4.3. 4.4. 4.5. 4.6. 4.7. 4.8. 5. 5.1. 5.2. 5.3. Условные обозначения, названия и единицы измерения величин Строение атома Квантовые числа Принципы заполнения электронных орбиталей атомов Электронные формулы химических элементов Вопросы для самоконтроля Химическая связь Основные свойства атома. Электроотрицательность Основные типы химической связи Степень окисления. Структурные формулы Вопросы для самоконтроля Химические превращения Законы стехиометрии Окислительно-восстановительные реакции Ионно-молекулярные уравнения реакций Вопросы для самоконтроля Химическая термодинамика Основные понятия Первый закон термодинамики Термохимия Термохимические расчеты Второй закон термодинамики Энтропия и третий закон термодинамики Физический смысл энтропии Энергия Гиббса Примеры расчета изменения энергии Гиббса в химических реакциях Вопросы для самоконтроля Химические кинетика и равновесие Химическая кинетика Химическое равновесие Равновесие гидролиза солей 3 5 6 6 7 9 13 13 14 16 22 26 27 28 31 35 37 38 38 39 39 41 43 44 45 48 50 51 51 54 59 5.4. Комплексные соединения Вопросы для самоконтроля 6. Коллоидные системы 6.1. Общие сведения 6.2. Строение золей 6.3. Методы получения коллоидных систем 6.4. Свойства коллоидных систем Вопросы для самоконтроля 7. Электрохимические процессы 7.1. Электродный потенциал 7.2. Классификация электродов 7.3. Гальванический элемент 7.4. Электролиз 7.5. Коррозия металлов Вопросы для самоконтроля 8. Тестовые задания 8.1. Контрольная работа N 1 8.2. Контрольная работа N 2 8.3. Варианты домашнего задания по теме: «Химическая термодинамика» 8.4. Зачетные тесты 9. Вопросы и типовые задания для подготовки к экзамену Приложение Список рекомендуемой литературы 4 62 67 68 68 70 72 73 76 76 77 79 81 84 88 94 95 95 98 102 104 107 115 137 УСЛОВНЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ, НАЗВАНИЯ И ЕДИНИЦЫ ИЗМЕРЕНИЯ ВЕЛИЧИН КЧ – координационное число; ОВР – окислительно-восстановительная реакция; ПР – произведение растворимости; pH – водородный показатель; СО – степень окисления; ЭО – электроотрицательность; А – работа; C или [ ] – молярная концентрация, моль/л; Е – электродвижущая сила, электродный потенциал В; Еа – энергия активации, кДж/моль; Eср – энергия сродства к электрону, эВ ; F – число Фарадея, F = 96484,56 Кл/моль; G – энергия Гиббса, кДж; Н – энтальпия кДж; I – потенциал ио