Rusijos Federacijos švietimo ir mokslo ministerija

Valstybinė aukštojo profesinio mokymo įstaiga

„Ufos valstybinis naftos technikos universitetas“

USPTU studentų biblioteka

Trumpas paskaitų kursas apie discipliną „chemija“

ne chemijos specialybių studentams

Pagal bendrą redakciją

Profesorius S.S. Zlotskis ir profesorius A.K

Patvirtino USPTU Redakcinė ir leidybos taryba

kaip mokymo priemonė

Autoriai: O.F., Denisova, O. I. Molyavko, L.Z., Š.B Tinė chemija“); Yu.N.Biglova, E.A.Builova, D.R.Galieva, N.M.Shaimardanov (Taikomosios chemijos ir fizikos katedra)

Recenzentai:

Ufos valstybinio aviacijos technikos universiteto Chemijos katedros vedėjas, chemijos mokslų daktaras, profesorius V.A. Dokičevas

Ufos valstybinės ekonomikos ir paslaugų akademijos Bendrosios chemijos katedros vedėjas, chemijos mokslų kandidatas

Docentas I.P. Žurkina

K78 Trumpas paskaitų kursas apie discipliną „Chemija“ / Yu.N Biglova ir kt. pagal

viso red. S.S. Zlotskis ir A.K. Mazitova. – Ufa: USNTU, 2010. – 69 p.

ISBN 978-5-7831-0955-3

Trumpai skaitomos disciplinos „Chemija“ paskaitos. Paskaitų turinys atitinka valstybinius išsilavinimo standartus. Atsispindi modulinis mokymo principas, pateikiamas praktinių ir laboratorinių užsiėmimų turinys, pateikiamas pagrindinės literatūros, skirtos papildomai studijuoti medžiagą, sąrašas. Skirta ne chemijos specialybių studentams: AG, AT, AE, BAG, BAT, BAE, BMZ, BMP, BPG, BPS, BTE, VV, GF, DS, MZ, MP, MS, PG, PS, TE, EG , ES, ET, taip pat AK, BOS, MH, OS, TS, TN dieninės ir neakivaizdinės mokymo formos.

ISBN 978-5-7831-0955-3 © Ufa State Oil Company

Technikos universitetas, 2010 m

Pratarmė

Technikos universiteto, ypač USPTU, ne chemijos specialybių studentų mokymo programa apima discipliną „Chemija“. Didžiajai daugumai šio dalyko specialybių numatoma 12-20 paskaitų (24-40 val.), 3-5 praktiniai užsiėmimai (6-10 val.) ir 10-15 laboratorinių užsiėmimų (20-30 val.).

Paskaitos medžiagos turinį sudaro dvi pagrindinės dalys: struktūra, bendrosios (integralios) medžiagų savybės ir svarbiausių elementų savybės. Praktinių užsiėmimų metu interaktyviu režimu detaliai aptariami pagrindiniai, esminiai programos klausimai, o dėmesys sutelkiamas į viso kurso dalis, kurios turi didžiausią reikšmę. Laboratoriniai darbai skirti įvairių termodinamikos, kinetikos, sprendimų, elektrochemijos ir svarbiausių neorganinių junginių transformacijų problemoms tirti. Eksperimentų metu mokiniai įgyja reikiamų įgūdžių ir patirties dirbant su cheminėmis medžiagomis ir reagentais. Pamokos auditorijoje, konsultacijos, namų darbai ir savarankiškas darbas leidžia studentams sėkmingai įsisavinti programos medžiagą ir vėliau panaudoti įgytas chemijos žinias studijuojant specialiąsias disciplinas.

Šiuo metu Chemijos kurse yra daug vadovėlių, studijų vadovų, seminarų, uždavinių rinkinių ir kt., tiek spausdinta, tiek elektroninėje laikmenoje. 2005-2009 m. Bendrųjų menų ir chemijos inžinerijos katedrų dėstytojai išleido plačią mokomąją literatūrą ne chemijos specialybių studentams (žr. rekomenduojamos literatūros sąrašą).

Tuo pačiu metu iš mokymo patirties matyti, kad vadovo, kuriame būtų glausta ir prieinama pagrindinė informacija apie discipliną, trūkumas riboja studentų chemijos kurso rezultatų augimą.

Šiuo atžvilgiu USPTU OAH ir PCP katedrų dėstytojų komandos kartu parengė šį vadovą*, kurio tikslas – susisteminti, supaprastinti ir palengvinti ne chemijos specialybių pirmakursių studijas ir susipažinimą. su pagrindiniu disciplinos „Chemija“ turiniu. Kiekvienos iš 23 paskaitų trumpoje santraukoje pateikiamos pagrindinės nuostatos, terminai, formulės ir apibrėžimai. Pateikiami savikontrolės ir kontrolės klausimai, taip pat nuorodos į 2 - 4 vadovėlius, kur šis skyrius pateikiamas išsamiau ir išsamiau. Knygos pabaigoje pateikiamas išplėstinis rekomenduojamos mokomosios literatūros sąrašas ir pagrindiniai testų bei egzaminų klausimai.

Šis vadovas nepakeičia esamų vadovėlių ir seminarų, o, priešingai, pateikia išsamesnį ir išsamesnį programos skyrių iš pagrindinių vadovėlių įvadą ir studijas. Tuo pačiu vadovėlio paprastumas ir prieinamumas, mūsų nuomone, leidžia studentams iš anksto susipažinti su paskaitų temomis ir turiniu, geriau įsivaizduoti kurso metmenis, sujungti atskiras programos dalis tarpusavyje.

Autoriai, vadovaujantys bendrojo lavinimo ir gamtos mokslų katedrų dėstytojai, trumpai, abstrakčiai apibendrino ir susistemino kiekvienos paskaitos pagrindinius parametrus, tikslus ir uždavinius. Tai leidžia studentams sumažinti sugaištą laiką ir sutelkti dėmesį į pagrindinius disciplinos klausimus ir nuostatas.

Manome, kad žinynas bus naudingas ir įdomus visiems be išimties pirmakursiams, studijuojantiems discipliną „Chemija“, taip pat bus paklausus jauniems pradedantiesiems dėstytojams ir mokslininkams ruošiantis paskaitoms, laboratoriniams ir praktiniams užsiėmimams. Šį vadovą rekomenduojame mokytojams, vidurinių mokyklų, technikos mokyklų, kolegijų mokytojams, taip pat aukštųjų mokyklų studentams, besidomintiems nuodugniu chemijos mokymu.

Nuoširdžiai dėkojame docentei Builovai E.A. ir docentas O.B.Chalova už rankraščio parengimą spaudai.

Profesorius Zlotsky S.S., bendrojo lavinimo katedros vedėjas;

Filologijos ir filologijos katedros vedėja profesorė Mazitova A.K.

1 skyrius.

Bendrieji cheminiai ir aplinkos modeliai.

Kur prasideda chemija?

Ar tai sunkus klausimas? Kiekvienas atsakys skirtingai.

Vidurinėje mokykloje mokiniai keletą metų mokosi chemijos. Daugelis žmonių gana gerai laiko baigiamąjį chemijos egzaminą. Tačiau…

Pokalbiai su stojančiaisiais ir pirmakursiais rodo, kad likutinės chemijos žinios po vidurinės mokyklos yra nereikšmingos. Vieni susipainioja įvairiuose apibrėžimuose ir cheminėse formulėse, o kiti net negali atgaminti pagrindinių chemijos sąvokų ir dėsnių, jau nekalbant apie ekologijos sąvokas ir dėsnius.

Jų chemija niekada neprasidėjo.

Chemija, matyt, prasideda giliai įsisavinus jos pagrindus, o svarbiausia – pagrindines sąvokas ir dėsnius.

1.1. Pagrindinės cheminės sąvokos.

D.I. Mendelejevo lentelėje šalia elemento simbolio yra skaičiai. Vienas skaičius nurodo elemento atominį numerį, o antrasis – atominę masę. Serijos numeris turi savo fizinę reikšmę. Apie tai kalbėsime vėliau, čia sutelksime dėmesį į atominę masę ir pabrėšime kokiais vienetais ji matuojama.

Iš karto reikia pažymėti, kad lentelėje nurodyta elemento atominė masė yra santykinė vertė. Santykinės atominės masės vienetas laikomas 1/12 anglies atomo masės, izotopo, kurio masės skaičius yra 12, ir vadinamas atominės masės vienetu /amu/. Todėl 1 amu lygus 1/12 anglies izotopo masės 12 C. Ir lygus 1.667 * 10 –27 kg. /Absoliuti anglies atomo masė yra 1,99 * 10–26 kg./

Atominė masė, pateikta lentelėje, yra atomo masė, išreikšta atominės masės vienetais. Kiekis yra be matmenų. Konkrečiai kiekvienam elementui atominė masė parodo, kiek kartų tam tikro atomo masė yra didesnė arba mažesnė nei 1/12 anglies atomo masės.

Tą patį galima pasakyti apie molekulinę masę.

Molekulinė masė yra molekulės masė, išreikšta atominės masės vienetais. Dydis taip pat yra santykinis. Tam tikros medžiagos molekulinė masė yra lygi visų elementų, sudarančių molekulę, atomų masių sumai.

Svarbi chemijos sąvoka yra „molio“ sąvoka. Kurmis– toks medžiagos kiekis, kuriame yra 6,02 * 10 23 struktūriniai vienetai /atomai, molekulės, jonai, elektronai ir kt./. Atomų molis, molekulių molis, jonų molis ir kt.

Vieno tam tikros medžiagos molio masė vadinama jos moline / arba moline / mase. Jis matuojamas g/mol arba kg/mol ir žymimas raide „M“. Pavyzdžiui, sieros rūgšties molinė masė M H 2 SO4 = 98 g/mol.

Kita sąvoka yra „lygiavertis“. Lygiavertis/E/ – medžiagos masė, kuri sąveikauja su vienu moliu vandenilio atomų arba pakeičia tokį kiekį cheminėse reakcijose. Todėl vandenilio E H ekvivalentas yra lygus vienetui. /E N =1/. Deguonies ekvivalentas E O lygus aštuoniems /E O =8/.

Skiriamas cheminis elemento ekvivalentas ir sudėtingos medžiagos cheminis ekvivalentas.

Elemento ekvivalentas yra kintamas dydis. Tai priklauso nuo elemento atominės masės /A/ ir valentingumo /B/, kurią elementas turi tam tikrame junginyje. E=A/B. Pavyzdžiui, nustatykime sieros ekvivalentą oksiduose SO 2 ir SO 3. SO 2 E S =32/4=8, o SO 3 E S =32/6=5,33.

Ekvivalento molinė masė, išreikšta gramais, vadinama ekvivalentine mase. Vadinasi, ekvivalentinė vandenilio masė ME H = 1 g/mol, ekvivalentinė deguonies masė ME O = 8 g/mol.

Sudėtinės medžiagos /rūgštis, hidroksidas, druska, oksidas/ cheminis ekvivalentas yra atitinkamos medžiagos kiekis, kuris sąveikauja su vienu moliu vandenilio atomų, t.y. vienu ekvivalentu vandenilio arba pakeičia tą vandenilio ar bet kurios kitos medžiagos kiekį cheminėse reakcijose.

Rūgšties ekvivalentas/E K/ yra lygus rūgšties molekulinės masės daliniui, padalytam iš reakcijoje dalyvaujančių vandenilio atomų skaičiaus. Rūgščiai H 2 SO 4, kai abu vandenilio atomai reaguoja H 2 SO 4 +2NaOH=Na 2 SO+2H 2 O, ekvivalentas bus lygus EN 2 SO4 = M H 2 SO 4 /n H = 98/2= 49

Hidroksido ekvivalentas /E hidr. / yra apibrėžiamas kaip hidroksido molekulinės masės koeficientas, padalytas iš reaguojančių hidrokso grupių skaičiaus. Pavyzdžiui, NaOH ekvivalentas bus lygus: E NaOH = M NaOH / n OH = 40/1 = 40.

Druskos ekvivalentas/E druska/ gali būti apskaičiuojama jos molekulinę masę padalijus iš reaguojančių metalo atomų skaičiaus ir jų valentingumo sandaugos. Taigi, druskos Al 2 (SO 4) 3 ekvivalentas bus lygus E Al 2 (SO 4) 3 = M Al 2 (SO 4) 3 /6 = 342/2,3 = 342/6 = 57.

Oksido ekvivalentas/E ok / gali būti apibrėžta kaip atitinkamo elemento ir deguonies ekvivalentų suma. Pavyzdžiui, CO 2 ekvivalentas bus lygus anglies ir deguonies ekvivalentų sumai: E CO 2 = E C + E O = 3 + 8 = 7.

Dujinėms medžiagoms patogu naudoti lygiaverčius tūrius /E V /. Kadangi normaliomis sąlygomis vienas molis dujų užima 22,4 litro tūrį, pagal šią vertę nesunku nustatyti bet kokių dujų ekvivalentinį tūrį. Panagrinėkime vandenilį. Vandenilio molinė masė 2g užima 22,4 litro tūrį, tada jo ekvivalentinė masė 1g užima 11,2 litro / arba 11200 ml / tūrį. Todėl E V N =11,2l. Ekvivalentiškas chloro tūris yra 11,2 l /E VCl = 11,2 l/. Ekvivalentiškas CO tūris yra 3,56 /E VC O =3,56 l/.

Stechiometriniuose mainų reakcijų skaičiavimuose naudojamas elemento ar kompleksinės medžiagos cheminis ekvivalentas, o atitinkamuose redokso reakcijų skaičiavimuose – oksidaciniai ir redukcijos ekvivalentai.

Oksidacinis ekvivalentas apibrėžiamas kaip oksiduojančio agento molekulinės masės koeficientas, padalytas iš elektronų, kuriuos jis priima tam tikroje redokso reakcijoje, skaičiaus.

Redukcinis ekvivalentas yra lygus redukcijos agento molekulinei masei, padalytai iš elektronų skaičiaus, kurį jis atsisako tam tikroje reakcijoje.

Parašykime redokso reakciją ir nustatykime oksidatoriaus ir redukcijos agento ekvivalentą:

5N 2 aS + 2 KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = S + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 4 + 8 H 2 O

Šios reakcijos oksidatorius yra kalio permanganatas. Oksidatoriaus ekvivalentas bus lygus KMnO 4 masei, padalytai iš oksiduojančios medžiagos reakcijoje priimtų elektronų skaičiaus (ne=5). E KMnO 4 = M KMnO 4 /ne = 158/5 = 31,5. Oksidatoriaus KMnO 4 ekvivalento molinė masė rūgštinėje terpėje yra 31,5 g/mol.

Redukuojančio agento Na 2 S ekvivalentas bus: E Na 4 S = M Na 4 S / ne = 78/2 = 39. Na 2 S ekvivalento molinė masė yra 39 g/mol.

Elektrocheminiuose procesuose, ypač medžiagų elektrolizės metu, naudojamas elektrocheminis ekvivalentas. Elektrocheminis ekvivalentas nustatomas kaip ant elektrodo išsiskiriančios medžiagos cheminio ekvivalento koeficientas, padalytas iš Faradėjaus skaičiaus /F/. Elektrocheminis atitikmuo bus išsamiau aptartas atitinkamoje kurso pastraipoje.

Valencija. Kai atomai sąveikauja, tarp jų susidaro cheminis ryšys. Kiekvienas atomas gali sudaryti tik tam tikrą skaičių ryšių. Ryšių skaičius lemia tokią unikalią kiekvieno elemento savybę, kuri vadinama valentiškumu. Bendriausia forma valentingumas reiškia atomo gebėjimą sudaryti cheminę jungtį. Viena cheminė jungtis, kurią gali sudaryti vandenilio atomas, laikoma valentiniu vienetu. Šiuo atžvilgiu vandenilis yra vienavalentis elementas, o deguonis yra dvivalentis elementas, nes Ne daugiau kaip du vandeniliai gali sudaryti ryšį su deguonies atomu.

Gebėjimas nustatyti kiekvieno elemento, įskaitant cheminį junginį, valentiškumą yra būtina sąlyga norint sėkmingai įsisavinti chemijos kursą.

Valencija taip pat susijusi su tokia chemijos samprata kaip oksidacijos būsena. Oksidacijos pobūdis yra krūvis, kurį elementas turi joniniame junginyje arba turėtų kovalentiniame junginyje, jei bendra elektronų pora būtų visiškai perkelta į labiau elektronegatyvų elementą. Oksidacijos būsena turi ne tik skaitinę išraišką, bet ir atitinkamą įkrovos ženklą (+) arba (–). Valencija neturi šių ženklų. Pavyzdžiui, H 2 SO 4 oksidacijos būsena yra: vandenilis +1, deguonis -2, siera +6, o valentingumas atitinkamai bus 1, 2, 6.

Valencija ir oksidacijos būsena skaitinėmis vertėmis ne visada sutampa. Pavyzdžiui, etilo alkoholio CH 3 –CH 2 –OH molekulėje anglies valentingumas yra 6, vandenilio – 1, deguonies – 2, o oksidacijos laipsnis, pavyzdžiui, pirmosios anglies yra –3, antrosios – –1: –3 CH 3 – –1 CH 2 –OH.

1.2. Pagrindinės aplinkos sąvokos.

Pastaruoju metu „ekologijos“ sąvoka giliai įsiliejo į mūsų sąmonę. Ši sąvoka, kurią dar 1869 metais pristatė E. Haeckel, kilusi iš graikų kalbos oikos- namas, vieta, būstas, logotipai– mokymas / vis labiau trikdo žmoniją.

Biologijos vadovėliuose ekologija apibrėžiamas kaip mokslas apie gyvų organizmų ir jų aplinkos ryšį. Beveik priebalsį ekologijos apibrėžimą pateikia B. Nebelis savo knygoje „Aplinkos mokslas“ - Ekologija yra mokslas apie įvairius organizmų sąveikos tarpusavyje ir su aplinka aspektus. Kituose šaltiniuose galima rasti platesnį aiškinimą. Pavyzdžiui, Ekologija – 1/. Mokslas, tiriantis ryšį tarp organizmų ir jų sisteminių mazgų bei aplinkos; 2/. Mokslinių disciplinų rinkinys, tiriantis sisteminių biologinių struktūrų /nuo makromolekulių iki biosferos/ ryšį tarpusavyje ir su aplinka; 3/. Disciplina, tirianti bendruosius ekosistemų funkcionavimo dėsnius įvairiais hierarchiniais lygmenimis; 4/. Išsamus mokslas, tiriantis gyvų organizmų buveines; 5/. Žmogaus, kaip rūšies, padėties planetos biosferoje, jo sąsajų su ekologinėmis sistemomis ir poveikio joms tyrimas; 6/. Aplinkos išlikimo mokslas. / N.A. Agidzhanjanas, V.I. Žmogaus ekologija./. Tačiau terminas „ekologija“ reiškia ne tik ekologiją kaip mokslą, bet ir pačią aplinkos būklę bei jos poveikį žmogui, augalijai ir faunai.

Vadovas skirtas moksleiviams, pareiškėjams ir mokytojams. Vadove trumpai, bet informatyviai ir aiškiai išdėstyti šiuolaikiniai chemijos pagrindai. Tai yra pagrindiniai dalykai, kuriuos turi suprasti kiekvienas abiturientas ir būtinai turi žinoti kiekvienas, kuris save laiko XXI amžiaus chemijos, medicinos ar biologo studentu.

Atominė-molekulinė teorija.
Atominė-molekulinė materijos sandaros teorija atsirado dėl mokslininkų bandymų išspręsti du pagrindinius klausimus. 1) Iš ko susideda medžiagos? 2) Kodėl medžiagos skiriasi ir kodėl vienos medžiagos gali virsti kitomis? Pagrindinės šios teorijos nuostatos gali būti suformuluotos taip:
1. Visos medžiagos sudarytos iš molekulių. Molekulė yra mažiausia medžiagos dalelė, turinti savo chemines savybes.
2. Molekulės sudarytos iš atomų. Atomas yra mažiausia cheminių junginių elemento dalelė. Skirtingi elementai atitinka skirtingus atomus.
3. Vykstant cheminėms reakcijoms vienų medžiagų molekulės virsta kitų medžiagų molekulėmis. Atomai nesikeičia cheminių reakcijų metu.

Trumpai panagrinėkime atominės-molekulinės teorijos kūrimo ir raidos istoriją.
Atomai buvo išrasti Graikijoje V amžiuje. pr. Kr e. Filosofas Leukipas svarstė, ar kiekvieną materijos gabalėlį, kad ir koks mažas jis būtų, galima padalyti į dar mažesnes dalis. Leukipas manė, kad dėl tokio padalijimo galima gauti tokią mažą dalelę, kad tolesnis dalijimasis taptų neįmanomas. Leukipo mokinys ir filosofas Demokritas šias mažas daleles pavadino „atomais“. Jis manė, kad kiekvieno elemento atomai turi ypatingą dydį ir formą, ir tai paaiškina elementų savybių skirtumus. Medžiagos, kurias matome ir jaučiame, yra įvairių elementų atomų junginiai, o keičiant šio junginio prigimtį viena medžiaga gali virsti kita. Demokritas sukūrė atominę teoriją beveik šiuolaikine forma. Tačiau ši teorija yra tik filosofinių apmąstymų vaisius, nepatvirtintas eksperimentiniais stebėjimais.

TURINYS
3 pratarmė
1 DALIS. TEORINĖ CHEMIJA 5
1 SKYRIUS. Pagrindinės chemijos sąvokos ir dėsniai 5
§ 1.1. Chemija 5 dalykas
§1.2. Atominė-molekulinė teorija 7
§ 1.3. Masės ir energijos tvermės dėsnis 10
§ 1.4. 12 periodinis įstatymas
§ 1.5. Pagrindinės chemijos sąvokos 14
§ 1.6. Stechiometriniai santykiai chemijoje 18
§ 1.7. Dujų įstatymai 19
2 SKYRIUS. Atominė sandara 22
§ 2.1. Idėjų apie sudėtingą atomo sandarą plėtojimas 22
§ 2.2. Kvantinis elektronų skaičius 25
§ 2.3. Elektronų pasiskirstymas atomuose 28
§ 2.4. Radioaktyviosios transformacijos 33
§ 2.5. Elementų atomų savybių periodiškumas 37
3 SKYRIUS. Cheminis ryšys ir molekulinė struktūra 41
§ 3.1. Cheminio ryšio pobūdis 41
§ 3.2. Kovalentinis ryšys 44
§ 3.3. Joninė jungtis 48
§ 3.4. Metalinė jungtis 50
§ 3.5. Tarpmolekuliniai cheminiai ryšiai 51
§ 3.6. Valencija ir oksidacijos būsena 55
§ 3.7. Erdvinė molekulių struktūra 58
4 SKYRIUS. Medžiagos būsenos 63
§ 4.1. Būdingos dujų, skysčių ir kietųjų medžiagų savybės 63
§ 4.2. Medžiagų fazių diagramos 66
§ 4.3. Dujos 68
§ 4.4. Skysčiai 70
§ 4.5. Kristalinės medžiagos 73
§ 4.6. Įvairios medžiagų egzistavimo formos 80
5 SKYRIUS. Cheminių reakcijų energetinis poveikis 81
§ 5.1. Energijos išsiskyrimas ir įsisavinimas vykstant cheminėms reakcijoms 81
§ 5.2. Egzoterminės ir endoterminės reakcijos. Heso termocheminis dėsnis 87
6 SKYRIUS. Cheminių reakcijų kinetika 93
§ 6.1. Pagrindinės cheminės kinetikos sąvokos ir postulatai 93
§ 6.2. Temperatūros įtaka reakcijos greičiui 97
§ 6.3. Katalizė 99
7 SKYRIUS. Cheminė pusiausvyra 103
§ 7.1. Pusiausvyros būsenos nustatymas 103
§ 7.2. Cheminės pusiausvyros konstanta 105
§ 7.3. Cheminės pusiausvyros poslinkis. Le Chatelier principas 108
§ 7.4. Dėl optimalių medžiagų gavimo pramoniniu mastu sąlygų 111
8 SKYRIUS. Sprendimai 114
§ 8.1. Tirpimas kaip fizikinis ir cheminis procesas 114
§ 8.2. Veiksniai, turintys įtakos medžiagų tirpumui 117
§ 8.3. Tirpalų koncentracijos išraiškos būdai 121
9 SKYRIUS. Elektrolitinė disociacija ir joninės reakcijos tirpaluose 122
§ 9.1. Elektrolitai ir elektrolitinė disociacija 122
§ 9.2. Disociacijos laipsnis. Stiprūs ir silpni elektrolitai. Disociacijos konstanta 123
§ 9.3. Joninių reakcijų lygtys 126
§ 9.4. Druskų hidrolizė 128
10 SKYRIUS. Pagrindiniai cheminių reakcijų tipai 129
§ 10.1. Reakcijų simbolika ir klasifikacinės charakteristikos 129
§ 10.2. Klasifikavimas pagal reagentų ir reakcijos produktų skaičių ir sudėtį 131
§ 10.3. Reakcijų klasifikavimas pagal fazių charakteristikas 136
§ 10.4. Reakcijų klasifikavimas pagal perduodamų dalelių tipą 137
§ 10.5. Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos 138
11 SKYRIUS. Redokso procesai 140
§ 11.1. Redokso reakcijos 140
§ 11.2. Stechiometrinių koeficientų pasirinkimas OVR 144
§ 11.3. Standartiniai potencialai OVR 148
§ 11.4. Tirpalų ir elektrolitų lydalų elektrolizė 152
II DALIS. NEORGANINĖ CHEMIJA 154
12 SKYRIUS. Bendrosios neorganinių junginių charakteristikos, jų klasifikacija ir nomenklatūra 154
§ 12.1. Oksidai 155
§ 12.2. Bazės (metalų hidroksidai) 158
§ 12.3. Rūgštys 160
§ 12.4. Druskos 165
13 SKYRIUS. Vandenilis 168
§ 13.1. Atominė struktūra ir padėtis periodinėje lentelėje D.I. Mendelejeva 168
§ 13.2. Cheminės vandenilio savybės 171
§ 13.3. Vandenilio gamyba ir naudojimas 173
§ 13.4. Vandenilio oksidai 174
14 SKYRIUS. Halogenai 178
§ 14.1. Fizinės halogenų savybės 178
§ 14.2. Cheminės savybės ir halogenų gamyba 180
§ 14.3. Vandenilio halogenidai, vandenilio halogenidinės rūgštys ir jų druskos 185
§ 14.4. Deguonies turintys halogeniniai junginiai 187
15 SKYRIUS. Chalkogenai 190
§ 15.1. Bendrosios charakteristikos 190
§ 15.2. Paprastos medžiagos 191
§ 15.3. Sieros junginiai 196
16 SKYRIUS. Azoto pogrupis 204
§ 16.1. Bendrosios charakteristikos 204
§ 16.2. Paprastų medžiagų savybės 205
§ 16.3. Amoniakas. Fosfinas. Fosforo halogenidai 207
§ 16.4. Azoto oksidai. Azoto ir azoto rūgštys 210
§ 16.5. Fosforo oksidai ir rūgštys 214
17 SKYRIUS. Anglies pogrupis 218
§ 17.1. Bendrosios charakteristikos 218
§ 17.2. Anglies 219
§ 17.3. Anglies oksidai 223
§ 17.4. Anglies rūgštis ir jos druskos 226
§ 17.5. Silicis 228
§ 17.6. Silicio junginiai su oksidacijos laipsniu +4 230
§ 17.7. Silicio junginiai su oksidacijos laipsniu -4 233
18 SKYRIUS. S-metalų ir jų junginių savybės 234
§ 18.1. Bendrosios charakteristikos 234
§ 18.2. Cheminės metalų savybės 236
§ 18.3. S-metalų junginiai 239
19 SKYRIUS. Aliuminis ir boras 240
§ 19.1. Bendrosios charakteristikos 240
§ 19.2. Paprastų medžiagų savybės ir paruošimas 242
§ 19.3. Boro ir aliuminio junginiai 247
20 SKYRIUS. Pagrindiniai pereinamieji metalai 249
§ 20.1. Bendrosios charakteristikos 249
§ 20.2. Chromas ir jo junginiai 251
§ 20.3. Manganas ir jo junginiai 253
§ 20.4. Geležinė triada 255
§ 20.5. Geležies ir plieno gamyba 258
§ 20.6. Varis ir jo junginiai 261
§ 20.7. Cinkas ir jo junginiai 263
§ 20.8. Sidabras ir jo junginiai 264
21 SKYRIUS. Inerniosios dujos 265
§ 21.1. Bendrosios charakteristikos 265
§ 21.2. Cheminiai tauriųjų dujų junginiai 267
§ 21.3. Inertinių dujų naudojimas 269
III DALIS. ORGANINĖ CHEMIJA 271
22 SKYRIUS. Pagrindinės organinės chemijos sąvokos ir modeliai 271
§ 22.1. Organinės chemijos 271 dalykas
§ 22.2. Organinių junginių klasifikacija 272
§ 22.3. Organinių junginių nomenklatūra 274
§ 22.4. Organinių junginių izomerija 278
§ 22.5. Organinių junginių elektroninis poveikis ir reaktyvumas 279
§ 22.6. Bendrosios charakteristikos 281
23 SKYRIUS. Sotieji angliavandeniliai 283
§ 23.1. Alkanai 283
§ 23.2. Cikloalkanai 286
24 SKYRIUS. Alkenai ir alkadienai 289
§ 24.1. Alkenai 289
§ 24.2. Dieno angliavandeniliai 293
25 SKYRIUS. Alkinai 295
§ 25.1. Bendrosios charakteristikos 295
§ 25.2. Preparatas ir cheminės savybės 296
26 SKYRIUS. Arenos 300
§ 26.1. Bendrosios charakteristikos 300
§ 26.2. Preparatas ir cheminės savybės 303
§ 26.3. Pirmos ir antros rūšies orientatoriai (pavaduotojai) 308
27 SKYRIUS. Alkoholis ir fenoliai 310
§ 27.1. Bendrosios charakteristikos 310
§ 27.2. Vienahidroksiliai alkoholiai 311
§ 27.3. Polihidroksiliai alkoholiai 315
§ 27.4. Fenoliai 316
28 SKYRIUS. Aldehidai ir ketonai 321
§ 28.1. Bendrosios charakteristikos 321
§ 28.2. Būdai gauti 323
§ 28.3. Cheminės savybės 324
29 SKYRIUS. Karboksirūgštys 327
§ 29.1. Klasifikacija, nomenklatūra ir izomerija 327
§ 29.2. Vienbazinės sočiosios karboksirūgštys 334
§ 29.3. Vienbazinės nesočiosios karboksirūgštys 339
§ 29.4. Aromatinės karboksirūgštys 342
§ 29.5. Dvibazinės karboksirūgštys 343
30 SKYRIUS. Funkciniai karboksirūgščių dariniai 345
§ 30.1. Funkcinių darinių klasifikacija 345
§ 30.2. Karboksirūgšties anhidridai 346
§ 30.3. Karboksirūgšties halogenidai 348
§ 30.4. karboksirūgščių amidai 350
§ 30.5. Esteriai 352
§ 30.6. Riebalai 353
31 SKYRIUS. Angliavandeniai (cukrūs) 357
§ 31.1. Monosacharidai 357
§ 31.2. Atskiri monosacharidų atstovai 363
§ 31.3. Oligosacharidai 366
§ 31.4. Polisacharidai 368
32 SKYRIUS. Aminai 371
§ 32.1. Sotieji alifatiniai aminai 371
§ 32.2. Anilinas 375
33 SKYRIUS. Amino rūgštys. Peptidai. Baltymai 377
§ 33.1. Amino rūgštys 377
§ 33.2. Peptidai 381
§ 33.3. Baltymai 383
34 SKYRIUS. Azoto turintys heterocikliniai junginiai 387
§ 34.1. Šešių narių heterociklai 387
§ 34.2. Junginiai su penkių narių žiedu 390
35 SKYRIUS. Nukleino rūgštys 393
§ 35.1. Nukleotidai ir nukleozidai 393
§ 35.2. Nukleino rūgščių struktūra 395
§ 35.3. Biologinis nukleorūgščių vaidmuo 398
36 SKYRIUS. Sintetiniai didelės molekulinės masės junginiai (polimerai) 400
§ 36.1. Bendrosios charakteristikos 400
§ 36.2. Plastikas 402
§ 36.3. 404 pluoštas
§ 36.4. Gumos 405
Rekomenduojama literatūra 410.

„Saratovo valstybinis agrarinis universitetas

Chemija

trumpas paskaitų kursas

pirmo kurso studentams

Treniruočių kryptis

250100.62 Miškininkystė

Treniruočių profilis

Miškininkystė

Saratovas 2011 m

Recenzentai:

Bendrosios ir neorganinės chemijos katedros vedėjas, chemijos mokslų daktaras, Valstybinės profesinės aukštosios mokyklos „SSU vardo profesorius. Černyševskis“.

Chemijos ir ekologijos pagrindų katedros vedėjas, chemijos mokslų kandidatas, federalinės valstybinės aukštojo profesinio mokymo įstaigos „Saratovo valstybinis agrarinis universitetas“ profesorius

Chemija: trumpas paskaitų kursas specialybės pirmakursiams (mokymo kryptis) 250100.62 „Miškininkystė“ / Sudarė: , // Federalinė valstybinė aukštojo profesinio mokymo įstaiga „Saratovo valstybinis agrarinis universitetas“. – Saratovas, 2011. – 80 p.

Trumpas disciplinos „Chemija“ paskaitų kursas sudarytas pagal disciplinos darbo programą ir skirtas 250100.62 „Miškininkystė“ mokymo krypties studentams. Trumpame paskaitų kurse pateikiama teorinė medžiaga pagrindiniais bendrosios, neorganinės ir organinės chemijos klausimais, nagrinėjami cheminių medžiagų identifikavimo klausimai. Siekiama ugdyti mokinių žinias apie pagrindinius cheminių reiškinių dėsnius, panaudoti šias žinias gamtoje vykstantiems procesams suprasti ir aplinkosaugos problemoms spręsti.

© Federalinė valstybinė aukštojo profesinio mokymo įstaiga „Saratovo valstybinis agrarinis universitetas“, 2011 m.

Įvadas.

Chemija yra viena iš svarbiausių gamtos mokslų disciplinų. Chemija tiria medžiagas, jų struktūrą, savybes ir transformacijas, atsirandančias dėl cheminių reakcijų, taip pat pagrindinius dėsnius, kuriems taikomi šie virsmai. Šiuolaikinė chemija yra tokia didžiulė gamtos mokslų sritis, kad daugelis jos skyrių yra nepriklausomos, nors ir tarpusavyje susijusios, mokslo disciplinos.

Trumpas disciplinos „Chemija“ paskaitų kursas skirtas 250100.62 studijų krypties „Miškininkystė“ studentams. Jame atskleidžiami pagrindiniai bendrosios chemijos dėsniai, kuriais grindžiamos chemijos disciplinos, įtraukiamas įvadas į neorganinę chemiją, supažindinama su pagrindinėmis organinių junginių klasėmis ir įvaldomi analitinių metodų teoriniai pagrindai. Kursas skirtas ugdyti pagrindines kompetencijas, būtinas efektyviai spręsti profesines problemas ir organizuoti profesinę veiklą, remiantis giliu ekosistemų funkcionavimo dėsnių supratimu.

1 paskaita

CHEMINĖ KINETIKA. CHEMINĖ PUSIAUSVYRA

1.1. SUcheminės reakcijos greitis

Cheminė kinetika vadinama chemijos šaka, tiriančia cheminių reakcijų greitį ir mechanizmus .

Pagal cheminės reakcijos greitis suprasti medžiagos koncentracijos pokytį per laiko vienetą. Šiuo atveju nesvarbu, apie kokią medžiagą kalbame – reagentą ar reakcijos produktą.

Jei per laikotarpį nuo t1 iki t2 medžiagos koncentracija pasikeitė iš reikšmės C1 į C2, tada reakcijos greičio išraiška yra:

V = ± = ± , mol/l∙s

Šiuo atveju „+“ ženklas formulėje reiškia reakcijos metu susidariusios medžiagos koncentracijos pokytį (C2>C1, ΔC>0), o ženklas „–“ reiškia į reakciją patenkančios medžiagos koncentracija (C1>C2, ΔC<0).

1.2. Veiksniai, turintys įtakos cheminės reakcijos greičiui

Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo reaguojančių medžiagų pobūdžio, jų koncentracijos, temperatūros, slėgio - dujoms, kontaktinio paviršiaus ploto (šlifavimo laipsnio) - kietosioms medžiagoms ir katalizatoriaus buvimo.

Reaguojančių medžiagų prigimties įtaka. Skirtingos medžiagos turi skirtingą reaktyvumą. Pavyzdžiui, kalis (šarminis metalas) smarkiai reaguoja su vandeniu, išskirdamas vandenilį, o auksas praktiškai nereaguoja su vandeniu.

Medžiagų reaktyvumą didele dalimi lemia cheminių jungčių pobūdis ir reagento molekulių struktūra.

1.3. Reagentų koncentracijos įtaka reakcijos greičiui.

Masinių veiksmų dėsnis

Būtina cheminės sąveikos sąlyga yra dalelių susidūrimas viena su kita. Kuo daugiau susidūrimų, tuo greitesnė reakcija. Didėjant koncentracijai (dalelių skaičiui tūrio vienete), susidūrimai įvyksta dažniau, todėl didėja reakcijos greitis.

Apibūdinama reakcijos greičio priklausomybė nuo reagentų koncentracijos masinio veikimo dėsnis (K. Guldberg, P. Waage, 1867):

Cheminės reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas reagentų koncentracijų sandaugai, padidintai iki jų stechiometrinių koeficientų galios.

Reakcijai, vykstančiai pagal lygtį A A+ V B → Su Reakcijos greitis nustatomas pagal išraišką:

V = k[A] A∙ [B] b,

kur k – reakcijos greičio konstanta, priklauso nuo reagentų temperatūros ir pobūdžio, bet nepriklauso nuo jų koncentracijos.

Konkrečių reakcijų atžvilgiu masinio veiksmo dėsnio išraiška bus tokia (1 lentelė):

1 lentelė – Įvairių reakcijų veikimo dėsnio raiškos pavyzdžiai

Reakcijos lygtis

Masinio veikimo dėsnio išraiška

N2 + 3H2 → 2NH3

V = k ∙ 3

(reakcijos greitis nepriklauso nuo kietosios medžiagos koncentracijos)

1.4. Temperatūros įtaka reakcijos greičiui. Van't Hoffo taisyklė.

Apytiksliai įvertinta reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros van't Hoffo taisyklė:

Temperatūrai pakilus kas 10 laipsnių, reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus.

Kur γ – reakcijos greičio temperatūros koeficientas, lygus 2–4.

Paaiškinamas reakcijos greičio padidėjimas didėjant temperatūrai aktyvacijos teorija (S. Arrhenius). Remiantis šia teorija, susidūrimo metu reaguoja ne visos molekulės, o tik aktyvios – tos, kurios turi pakankamai energijos, pertekliaus, palyginti su vidutine molekulių energija tam tikroje temperatūroje. aktyvacijos energija . Taigi, aktyvacijos energija Ea (matmenys – kJ/mol) yra energijos perteklius, kurį turi turėti molekulės, kad jų susidūrimas sukeltų cheminę transformaciją. Kitaip tariant, kiekvienai reakcijai būdingas tam tikras energijos barjeras. Kylant temperatūrai, didėja aktyvių molekulių skaičius, todėl padidėja reakcijos greitis.

Arrhenijaus lygtis:

kur A yra priešeksponentinis koeficientas ir yra susijęs su dalelių susidūrimų dažniu ir jų orientacija susidūrimo metu.

Kaip matyti iš Arrhenius lygties, kuo mažesnė aktyvacijos energija ir aukštesnė temperatūra, tuo didesnis reakcijos greitis.

1 pav. Cheminės reakcijos energijos diagrama:

A – reagentai, B – aktyvuotas kompleksas

(pereinamoji būsena), C – produktai.

Reakcija vyksta per nestabilaus tarpinio junginio susidarymo stadiją - aktyvuotas kompleksas. Būtent jo susidarymui reikalinga aktyvinimo energija. Šis kompleksas yra nestabilus, egzistuoja labai trumpai, o dėl jo irimo susidaro reakcijos produktai. Paprasčiausiu atveju aktyvuotas kompleksas gali būti laikomas atomų konfigūracija, kurioje susilpnėja seni cheminiai ryšiai ir susidaro nauji.

1.5. Katalizė. Katalizatoriai

Katalizė - reakcijos greičio pokyčių veikiant medžiagoms reiškinys – katalizatoriai. Išskirti teigiama katalizė (padidėjęs reakcijos greitis) ir o neigiama katalizė (reakcijos sulėtėjimas veikiant medžiagoms - inhibitoriai ). Pats katalizatorius reakcijos metu nesunaudojamas, o keičia jo greitį.

Yra homogeninė ir nevienalytė katalizė. Tuo atveju homogeninė katalizė katalizatorius ir reagentai yra toje pačioje agregacijos būsenoje. Tuo atveju heterogeninė katalizė – skirtingose ​​agregacijos būsenose.

Katalizinių reakcijų pavyzdžiai:

Sieros rūgšties gavimas kontaktiniu būdu: SO2 + O2 → SO3; (katalizatorius – V2O5).

Fermentai yra baltyminės medžiagos, katalizuojančios biochemines reakcijas gyvų organizmų ląstelėse.

Katalizatoriaus veikimas paaiškinama sumažėjusia reakcijos aktyvavimo energija. Katalizatorius sąveikauja su reaguojančiomis medžiagomis, sudarydamas tarpinius junginius, o tam reikia mažesnės aktyvacijos energijos ir reakcija vyksta greitai.

Reakcija A + B = AB be katalizatoriaus vyksta lėtai.

Esant katalizatoriui, reakcija vyksta dviem greitais etapais:

AK + B = AB + K.

1.6. Cheminė pusiausvyra, jos poslinkio sąlygos. Le Chatelier principas

Grįžtamos reakcijos – netekėdami iki galo, jie teka vienu metu dviem priešingomis kryptimis.

Pavyzdžiui: N2 + 3H2 Û 2NH3

Ši reakcija gali vykti dviem kryptimis – susidaryti amoniakui ir irti.

Grįžtamoji reakcija baigiasi įsisteigimu cheminė pusiausvyra yra reaguojančių medžiagų sistemos būsena, kai tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai yra vienodi:

Pusiausvyros būsena grįžtamojoje sistemoje apibūdinama pusiausvyros konstanta.

Panagrinėkime grįžtamąją reakciją aA + bB Û cC + dD.

Tiesioginės reakcijos greitis, einantis iš kairės į dešinę, pagal masės veikimo dėsnį turi išraišką Vpr = k[A]a ∙ [B]b. Atvirkštinės reakcijos greitis, einantis iš dešinės į kairę, yra Vrev = k[C]c ∙ [D]d. Jei tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai yra vienodi: k[A]a ∙ [B]b = k[C]c ∙ [D]d. Dėl to gauname pusiausvyros konstantos išraišką:

Grįžtamosios reakcijos pusiausvyros konstanta yra reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijų sandaugos santykis su pradinių medžiagų pusiausvyros koncentracijų sandauga, padidinta iki jų stechiometrinių koeficientų laipsnio.

Pusiausvyros konstantos lygtis rodo, kad visų reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijos yra susijusios viena su kita. Pakeitus bet kurio iš jų koncentraciją, pasikeis ir visų kitų koncentracija. Dėl to bus nustatytos naujos koncentracijos, tačiau ryšys tarp jų atitinka pusiausvyros konstantą.

Pusiausvyros keitimo principas – Le Chatelier principas:

Jei sistema, esanti cheminės pusiausvyros būsenoje, yra kažkaip paveikta (keičiant koncentraciją, temperatūrą ar slėgį), tada pusiausvyra pasislinks ta kryptimi, kur šis poveikis mažės.

Didėjant vienos iš medžiagų koncentracijai, pusiausvyra pasislinks šios medžiagos suvartojimo link.

Kylant temperatūrai, pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos, o temperatūrai mažėjant – į egzoterminę.

Didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislinks mažėjančio tūrio link.

Klausimai savikontrolei

1) Cheminės reakcijos greičio samprata. Kokie veiksniai turi įtakos cheminės reakcijos greičiui?

2) Reagentų koncentracijos įtaka cheminės reakcijos greičiui. Masinių veiksmų dėsnis. Užduotis: Kaip pasikeis reakcijos 2NO + O2 → 2NO2 greitis, jei NO koncentracija padvigubės?

3) Temperatūros įtaka cheminės reakcijos greičiui. Van't Hoffo taisyklė. Užduotis: Tam tikros reakcijos temperatūros koeficientas lygus 2. Kiek kartų padidės reakcijos greitis temperatūrai pakilus nuo 10 iki 50 ºС?

4) Katalizatoriai ir jų vaidmuo keičiant cheminės reakcijos greitį.

5) Cheminė pusiausvyra. Cheminės pusiausvyros konstanta. Užduotis: Pusiausvyra sistemoje H2 + J2 Û 2HJ nustatyta esant koncentracijoms: = 0,025 mol/l, = 0,005 mol/l, = 0,09 mol/l. Apskaičiuokite pusiausvyros konstantą.

6) Cheminės pusiausvyros poslinkis, Le Chatelier principas. Nustatykite pusiausvyros poslinkio kryptį sistemoje:

CO (g.) + O2 (g.) Û 2СО2 (g.) + 566 kJ

a) kai pakyla temperatūra; b) didėjant slėgiui; c) didėjant CO koncentracijai; d) didėjant CO2 koncentracijai?

NUORODOS

Pagrindinis

1. Glinka, chemija / .– M.: Integral-press, 2002. – 728 p.

2. Knyazevas, D. A., Smaryginas, chemija / , . – M.: Bustard, 2004. – 529 p.

3. Ryazanova, G. E., Samokhina, apie bendrąją ir neorganinę chemiją: vadovėlis /,; Federalinė valstybinė aukštojo profesinio mokymo įstaiga „Saratovo valstybinis agrarinis universitetas“. – Saratovas, 2007. – 192 p.

Papildomas

1. Egorovas, neorganinės chemijos pagrindai. Trumpas kursas žemės ūkio universitetų studentams: vadovėlis /. – Krasnodaras: Lan, 2005. – 192 p.

2. Klinsky, G. D., Skopintsev, chemija biologams: vadovėlis studentams. žemės ūkio universitetai / , . – M.: Leidykla MCHA, 2001. – 384 p.

3. Žurnalai: „Chemija ir gyvenimas“, „Agrochemija“, „Agrochemijos biuletenis“, „Rusijos ekologijos biuletenis“.

2 paskaita

Cheminių procesų energija

BIBLIOGRAFINIS SĄRAŠAS

1. Artemenko, chemija /. – M.: Aukštoji mokykla, 2005. – 605 p.

2. Handbergas, chemija / . – M.: Bustard, 2002. – 672 p.

3. Glinka, chemija: vadovėlis /. – M.: Integral-press, 2002. – 728 p.

4. Egorovas, neorganinės chemijos pagrindai. Trumpas kursas žemės ūkio universitetų studentams: vadovėlis /. – Krasnodaras: Lan, 2005. – 192 p.

5. Zolotov, Yu A., Vershinin ir analitinės chemijos metodika / , . – M.: Leidybos centras „Akademija“, 2007. – 464 p.

6. Knyazevas, D. A., Smaryginas, S. N. Neorganinė chemija / , . – M.: Bustard, 2004. – 529 p.

7. Organinės chemijos pagrindai / [ir kt.]. – M.: Bustard, 2006. – 560 p.

8. Analitinės chemijos pagrindai 2 knygose: Vadovėlis universitetams/, [tt] – M.: Aukštoji mokykla, 1999. – 351 p.

9. Ugai, chemija / . – M.: Aukštoji mokykla, 2002. – 463 p.

Įvadas…………………………………………………………………………………..3

Paskaita 1. Cheminė kinetika. Cheminė pusiausvyra……………………..4

1.1. Cheminės reakcijos greitis……………………………………………………………….4

1.2. Veiksniai, turintys įtakos cheminės reakcijos greičiui………………………….4

1.3. Reagentų koncentracijos įtaka reakcijos greičiui.

Masės veiksmo dėsnis………………………………………………………………………………….5

1.4. Temperatūros įtaka reakcijos greičiui. Van't Hoffo taisyklė.

Aktyvinimo teorija………………………………………………………………………………….6

1.5. Katalizė. Katalizatoriai……………………………………………………………..6

1.6. Cheminė pusiausvyra, jos poslinkio sąlygos. Le Chatelier principas………7

Klausimai savikontrolei……………………………………………………………..8

Literatūra…………………………………………………………………………………8

2 paskaita. Cheminių procesų energija ………………………………….....9

……...

………

Bibliografija………………………………………………………...10

Turinys………………………………………………………………………...…11

M.: Aukštoji mokykla, 2002. - 415 p.

Vadovas skirtas moksleiviams, pareiškėjams ir mokytojams. Vadove trumpai, bet informatyviai ir aiškiai išdėstyti šiuolaikiniai chemijos pagrindai. Tai yra pagrindiniai dalykai, kuriuos turi suprasti kiekvienas abiturientas ir būtinai turi žinoti kiekvienas, kuris save laiko XXI amžiaus chemijos, medicinos ar biologo studentu.

Formatas: pdf

Dydis: 1 3,4 MB

Parsisiųsti: drive.google

Formatas: djvu

Dydis: 5 MB

Parsisiųsti: yandex.disk

TURINYS

Pratarmė ...................... 3

1 DALIS. TEORINĖ CHEMIJA ............ 5

1 SKYRIUS. Pagrindinės chemijos sąvokos ir dėsniai.......... 5

§ 1.1. Chemijos dalykas.................. 5

§1.2. Atominė-molekulinė teorija............ 7

§ 1.3. Masės ir energijos tvermės dėsnis......... 10

§ 1.4. Periodinis dėsnis........................ 12

§ 1.5. Pagrindinės chemijos sąvokos........................ 14

§ 1.6. Stechiometriniai santykiai chemijoje........ 18

§ 1.7. Dujų įstatymai........................ 19

2 SKYRIUS. Atominė struktūra................. 22

§ 2.1. Idėjų apie sudėtingą atomo sandarą plėtojimas... 22

§ 2.2. Kvantiniai elektronų skaičiai............ 25

§ 2.3. Elektronų pasiskirstymas atomuose......... 28

§ 2.4. Radioaktyviosios virsmai............ 33

§ 2.5. Elementų atomų savybių periodiškumas....... 37

3 SKYRIUS. Cheminis ryšys ir molekulinė struktūra......... 41

§ 3.1. Cheminio ryšio pobūdis........................ 41

§ 3.2. Kovalentinis ryšys................................ 44

§ 3.3. Jonų sujungimas................................ 48

§ 3.4. Metalo jungtis........................ 50

§ 3.5. Tarpmolekuliniai cheminiai ryšiai......... 51

§ 3.6. Valencija ir oksidacijos būsena........ 55

§ 3.7. Erdvinė molekulių struktūra......... 58

4 SKYRIUS. materijos būsenos................ 63

§ 4.1. Būdingos dujų, skysčių ir kietųjų medžiagų savybės... 63

§ 4.2. Medžiagų fazių diagramos............ 66

§ 4.3. Dujos........................ 68

§ 4.4. Skysčiai.................. 70

§ 4.5. Kristalinės medžiagos............. 73

§ 4.6. Įvairios medžiagų egzistavimo formos...... 80

5 SKYRIUS. Cheminių reakcijų energetinis poveikis...... 81

§ 5.1. Energijos išsiskyrimas ir įsisavinimas vykstant cheminėms reakcijoms... 81

§ 5.2. Egzoterminės ir endoterminės reakcijos. Termocheminis

Heso dėsnis.................. 87

6 SKYRIUS. Cheminių reakcijų kinetika............ 93

§ 6.1. Pagrindinės cheminės kinetikos sąvokos ir postulatai... 93

§ 6.2. Temperatūros įtaka reakcijos greičiui........ 97

§ 6.3. Katalizė........................ 99

7 SKYRIUS. Cheminė pusiausvyra............... 103

§ 7.1. Pusiausvyros būsenos nustatymas......... 103

§ 7.2. Cheminės pusiausvyros konstanta......... 105

§ 7.3. Cheminės pusiausvyros poslinkis. Le Chatelier principas.. 108

§ 7.4. Dėl optimalių sąlygų gauti medžiagas pramonėje

mastelis................... 111

8 SKYRIUS. Sprendimai.................... 114

§ 8.1. Tirpimas kaip fizinis ir cheminis procesas....... 114

§ 8.2. Veiksniai, turintys įtakos medžiagų tirpumui...... 117

§ 8.3. Tirpalų koncentracijos išreiškimo būdai...... 121

9 SKYRIUS. Elektrolitinė disociacija ir joninės reakcijos tirpaluose . 122

§ 9.1. Elektrolitai ir elektrolitinė disociacija...... 122

§ 9.2. Disociacijos laipsnis. Stiprūs ir silpni elektrolitai. Disociacijos konstanta....... 123

§ 9.3. Joninių reakcijų lygtys........................ 126

§ 9.4. Druskų hidrolizė.................. 128

10 SKYRIUS. Pagrindinės cheminių reakcijų rūšys.......... 129

§ 10.1. Reakcijų simbolika ir klasifikacinės charakteristikos.... 129

§ 10.2. Klasifikavimas pagal reagentų ir reakcijos produktų skaičių ir sudėtį................................................ 131

§ 10.3. Reakcijų klasifikavimas pagal fazių charakteristikas..... 136

§ 10.4. Reakcijų klasifikavimas pagal perduodamų dalelių tipą... 137

§ 10.5. Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos..... 138

11 SKYRIUS. Redokso procesai....... 140

§ 11.1. Redokso reakcijos....... 140

§ 11.2. Stechiometrinių koeficientų parinkimas OVR.... 144

§ 11.3. Standartiniai OVR potencialai........ 148

§ 11.4. Tirpalų ir elektrolitų lydalų elektrolizė..... 152

II DALIS. NEORGANINĖ CHEMIJA......... 154

12 SKYRIUS. Bendrosios neorganinių junginių charakteristikos, jų klasifikacija ir nomenklatūra.154

§ 12.1. Oksidai.......................... 155

§ 12.2. Bazės (metalų hidroksidai) ......... 158

§ 12.3. Rūgštys.................. 160

§ 12.4. Druskos........................ 165

13 SKYRIUS. Vandenilis.................... 168

§ 13.1. Atominė struktūra ir padėtis periodinėje lentelėje D.I.

Mendelejevas ................... 168

§ 13.2. Cheminės vandenilio savybės........... 171

§ 13.3. Vandenilio gamyba ir naudojimas........ 173

§ 13.4. Vandenilio oksidai.............. 174

14 SKYRIUS. Halogenai................... 178

§ 14.1. Fizikinės halogenų savybės........ 178

§ 14.2. Cheminės savybės ir halogenų gamyba....... 180

§ 14.3. Vandenilio halogenidai, vandenilio halogenidinės rūgštys ir jų druskos 185

§ 14.4. Deguonies turintys halogeniniai junginiai...... 187

15 SKYRIUS. Kalkogenai .................. 190

§ 15.1. Bendrosios charakteristikos........................ 190

§ 15.2. Paprastos medžiagos............ 191

§ 15.3. Sieros junginiai................ 196

16 SKYRIUS. Azoto pogrupis................. 204

§ 16.1. Bendrosios charakteristikos........................ 204

§ 16.2. Paprastų medžiagų savybės........................ 205

§ 16.3. Amoniakas. Fosfinas. Fosforo halogenidai........ 207

§ 16.4. Azoto oksidai. Azoto ir azoto rūgštys...... 210

§ 16.5. Fosforo oksidai ir rūgštys............ 214

17 SKYRIUS. Anglies pogrupis............... 218

§ 17.1. Bendrosios charakteristikos........................ 218

§ 17.2. Anglis.......................... 219

§ 17.3. Anglies oksidai................... 223

§ 17.4. Anglies rūgštis ir jos druskos............ 226

§ 17.5. Silicis.................. 228

§ 17.6. Silicio junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +4..... 230

§ 17.7. Silicio junginiai, kurių oksidacijos laipsnis -4..... 233

18 SKYRIUS. Savybės s- metalai ir jų junginiai .......... 234

§ 18.1. Bendrosios charakteristikos........................ 234

§ 18.2. Metalų cheminės savybės........ 236

§ 18.3. Jungtys s-metalai.............. 239

19 SKYRIUS. Aliuminis ir boras.................. 240

§ 19.1. Bendrosios charakteristikos........................ 240

§ 19.2. Paprastų medžiagų savybės ir paruošimas........ 242

§ 19.3. Boro ir aliuminio junginiai............ 247

20 SKYRIUS. Pagrindiniai pereinamieji metalai............ 249

§ 20.1. Bendrosios charakteristikos........................ 249

§ 20.2. Chromas ir jo junginiai........................ 251

§ 20.3. Manganas ir jo junginiai........................ 253

§ 20.4. Geležinė triada................... 255

§ 20.5. Geležies ir plieno gamyba............ 258

§ 20.6. Varis ir jo junginiai................... 261

§ 20.7. Cinkas ir jo junginiai........................ 263

§ 20.8. Sidabras ir jo junginiai........................ 264

21 SKYRIUS. Inercinės dujos ................ 265

§ 21.1. Bendrosios charakteristikos.......................... 265

§ 21.2. Cheminiai tauriųjų dujų junginiai....... 267

§ 21.3. Inertinių dujų taikymas......... 269

III DALIS. ORGANINĖ CHEMIJA............ 271

22 SKYRIUS. Pagrindinės organinės chemijos sąvokos ir principai.. 271

§ 22.1. Organinės chemijos dalykas............ 271

§ 22.2. Organinių junginių klasifikacija........ 272

§ 22.3. Organinių junginių nomenklatūra........ 274

§ 22.4. Organinių junginių izomerija......... 278

§ 22.5. Organinių junginių elektroninis poveikis ir reaktyvumas....... 279

§ 22.6. Bendrosios charakteristikos........................ 281

23 SKYRIUS. Sotieji angliavandeniliai............. 283

§ 23.1. Alkanai.............................. 283

§ 23.2. Cikloalkanai.................. 286

24 SKYRIUS. Alkenai ir alkadienai............... 289

§ 24.1. Alkenai........................ 289

§ 24.2. Dienos angliavandeniliai.......................... 293

25 SKYRIUS. Alkinai.................... 295

§ 25.1. Bendrosios charakteristikos.......................... 295

§ 25.2. Preparatas ir cheminės savybės........ 296

26 SKYRIUS. Arenos .................... 300

§ 26.1. Bendrosios charakteristikos........................ 300

§ 26.2. Preparatas ir cheminės savybės........ 303

§ 26.3. Pirmos ir antros rūšies orientatoriai (pavaduotojai).... 308

27 SKYRIUS. Alkoholis ir fenoliai................. 310

§ 27.1. Bendrosios charakteristikos.......................... 310

§ 27.2. Vienahidroksiliai alkoholiai..................311

§ 27.3. Daugiahidroksiliai alkoholiai.......................... 315

§ 27.4. Fenoliai.......................... 316

28 SKYRIUS. Aldehidai ir ketonai............... 321

§ 28.1. Bendrosios charakteristikos.......................... 321

§ 28.2. Gavimo būdai ............... 323

§ 28.3. Cheminės savybės........................ 324

29 SKYRIUS. Karboksirūgštys............... 327

§ 29.1. Klasifikacija, nomenklatūra ir izomerija....... 327

§ 29.2. Vienbazinės sočiosios karboksirūgštys..... 334

§ 29.3. Vienbazinės nesočiosios karboksirūgštys.... 339

§ 29.4. Aromatinės karboksirūgštys......... 342

§ 29.5. Dvibazinės karboksirūgštys......... 343

30 SKYRIUS. Funkciniai karboksirūgščių dariniai..... 345

§ 30.1. Funkcinių darinių klasifikacija...... 345

§ 30.2. Karboksirūgščių anhidridai........ 346

§ 30.3. Karboksirūgšties halogenidai........ 348

§ 30.4. Karboksilo rūgščių amidai.............. 350

§ 30.5. Esteriai.............................. 352

§ 30.6. Riebalai.............................. 353

31 SKYRIUS. Angliavandeniai (cukrus)................ 357

§ 31.1. Monosacharidai.......................... 357

§ 31.2. Atrinkti monosacharidų atstovai....... 363

§ 31.3. Oligosacharidai................... 366

§ 31.4. Polisacharidai.................. 368

32 SKYRIUS. Aminai.................... 371

§ 32.1. Sotieji alifatiniai aminai........ 371

§ 32.2. Anilinas ................... 375

SKYRIUS 33. Amino rūgštys. Peptidai. Voverės............ 377

§ 33.1. Amino rūgštys................... 377

§ 33.2. Peptidai.................. 381

§ 33.3. Baltymai................... 383

34 SKYRIUS. Azoto turintys heterocikliniai junginiai...... 387

§ 34.1. Šešių narių heterociklai............ 387

§ 34.2. Junginiai su penkių narių žiedu......... 390

35 SKYRIUS. Nukleino rūgštys............... 393

§ 35.1. Nukleotidai ir nukleozidai.............. 393

§ 35.2. Nukleino rūgščių sandara............ 395

§ 35.3. Biologinis nukleorūgščių vaidmuo........ 398

36 SKYRIUS. Sintetiniai didelės molekulinės masės junginiai (polimerai).