Главная Случайная страница


Категории:

ДомЗдоровьеЗоологияИнформатикаИскусствоИскусствоКомпьютерыКулинарияМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОбразованиеПедагогикаПитомцыПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРазноеРелигияСоциологияСпортСтатистикаТранспортФизикаФилософияФинансыХимияХоббиЭкологияЭкономикаЭлектроника






Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Методические указания к практическим занятиям по курсу общей химии для студентов химических и нехимических специальностей дневной и вечерней форм обучения

 

Нижний Новгород

Составители: А.Л.Галкин, Т.В.Сазонтьева, Г.А.Паничева, О.Н.Ковалева, Ю.В.Батталова, Ж.В.Мацулевич

УДК 54 (07)

 

Основные законы химии: метод. указания к практ. занятиям по курсу общей химии для студентов химических и нехимических специальностей дневной и вечерней форм обучения/ НГТУ; сост.: А.Л.Галкин и др.Н.Новгород, 2006 - 16 с.

 

Методические указания включают краткое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для текущего контроля знаний и описание лабораторных работ по теме.

 

Научный редактор Ю.М.Тюрин

 

Редактор Э.Б.Абросимова

 

Подп. к печ. 24.01.06 Формат 60х84 1/16. Бумага газетная. Печать офсетная. Печ.л. 1,0 . Уч.-изд.л.1,0.Тираж 800 экз. Заказ .

__________________________________________________________

Нижегородский государственный технический университет.

Типография НГТУ. 603600, Н.Новгород, ул.Минина, 24.

 

 

ÓНижегородский государственный

технический университет, 2006

 


Химия – это одна из естественных наук. Она имеет дело со свойствами веществ в зависимости от их состава, строения и внешних условий. Изучение химии – это изучение законов, управляющих превращением веществ друг в друга. Химические реакции сводятся к взаимодействию самых внешних электронных оболочек атомов, в результате чего образуются новые химические связи, при этом исходные вещества (реагенты) исчезают, а новые вещества (продукты) образуются. Результатом химической реакции может быть изменение состава, структуры или заряда реагирующих частиц, при этом химическая природа атомов (заряд их ядра) не изменяется.

В химии принято выделять три основных типа реакций:

1.Реакции обмена. Происходит изменение состава молекул за счет обмена ионами:

BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4 + 2NaCl

2.Окислительно-восстановительные реакции. Изменяются степени окисления атомов или заряд ионов за счет перехода электронов от частицы-восстановителя к частице-окислителю:

Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu

3.Реакции изомеризации. Происходит изменение структуры молекул. В результате у вещества появляются новые физические и химические свойства:

CH2=CH-CH2-CH3 ® CH3-CH-CH-CH3

 

ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ПОНЯТИЯ

Современные теоретические представления в химии базируются на атомно-молекулярном учении, в рамках которого вводятся некоторые понятия и величины.

АТОМ – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, сохраняющая свойства химического элемента.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – это совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд атомного ядра. Заряд ядра атома равен его порядковому номеру в периодической системе элементов и определяет его местоположение.

МОЛЕКУЛА – Это наименьшая электрически нейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. Молекулы могут содержать от одного (инертные газы) до многих тысяч атомов (органические молекулы).

ИОН – это заряженная частица, представляющая собой атом или группу химически связанных друг с другом атомов с избытком (анионы:SO42-, Cl-, ClO4-) или недостатком (катионы: Na+, Ca2+, NH4+) электронов.

СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ – это частицы, содержащие ненасыщенные (одноэлектронные) связи (-CH3, -NH2, -H)

Сила, с которой два атома удерживаются вместе в составе молекулы определяет прочность химической связи, а энергия, необходимая для ее разрыва, называется энергией химической связи.Ее величина изменяется от 80 до 800 кДж/моль.

ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА – это символическая запись, характеризующая качественный и количественный состав химического соединения и отражающая количественные соотношения между атомами разных элементов, образующих данную частицу. Химическая формула достоверно отражает количественный состав веществ, у которых преобладает ковалентная связь (Cl2, H2, H2O). Для веществ с большой долей ионной связи и веществ металлоидного типа количественные соотношения между атомами в формуле носят усредненный характер и не отражают реального состава.

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ (а.е.м.). Атомная единица массы определяется как 1/12 часть массы атома углерода в ядре которого содержится 6 протонов и 6 нейтронов. 1а.е.м. = 1,66·10-27кг. Условно можно считать массы протона и нейтрона одинаковыми и равными (приблизительно) 1 а.е.м. В химии чаще пользуются относительными атомными массами химических элементов (Ar). Это отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Относительная атомная масса является величиной безразмерной.

МОЛЬ – это единица количества вещества. 1 моль содержит столько же структурных единиц (атомов, ионов, молекул), сколько содержится атомов в 12 граммах углерода (изотоп 12С) Число атомов в 12 граммах углерода легко рассчитывается как отношение массы 1 моль (молярной массы) к массе 1 атома углерода:

Na = 12 г/моль /1,993·10-23г = 6,022·1023моль-1.

Число Na является одной из фундаментальных констант и носит название постоянная Авогадро (число Авогадро).

ПРИМЕР:1 моль электронов содержит 6,022·1023моль-1 структурных единиц (электронов), каждый из которых имеет заряд 1,606·10-19 Кл. Таким образом, заряд 1 моль электронов является константой и называется число Фарадея (F)

F = 6,022·1023моль-1· 1,606·10-19Кл = 96713 Кл/моль.

 

МОЛЯРНАЯ МАССА (М) – это масса 1 моль вещества. Она численно равна отношению массы вещества к количеству его моль (М = m /n) и измеряется в г/моль или кг/кмоль. Численное значение молярной массы, измеренное в г/моль совпадает по величине с молекулярной, атомной и формульной массой данного вещества.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА (Mr) – это отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода (изотоп 12С). Поскольку химические формулы чаще всего отражают лишь формальный количественный состав соединения, то правильнее говорить о ФОРМУЛЬНОЙ МАССЕ ВЕЩЕСТВА, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в соединение, с учетом числа атомов каждого из элементов в формуле.

 

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Среди множества законов, на которые опирается химия можно выделить ряд основных. Это законы, сформулированные в рамках атомно-молекулярного учения. К ним относят закон сохранения массы, законы постоянства состава, кратных и объемных соотношений, закон Авогадро. Эти законы называют стехиометрическими, поскольку именно они положены в основу всех количественных расчетов масс и объемов веществ, принимающих участие в химических превращениях.

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Сохранение массы вещества в химических реакциях объясняется тем, что при химических превращениях атомы не разрушаются и не образуются. Таким образом, при постоянстве их массы и количества, массы веществ до и после реакции должны быть одними и теми же.

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Массы реагирующих друг с другом веществ пропорцианальны их эквивалентам или эквивалентным массам:

m1/m2 = Э12 .

Из закона следует, что при любом химическом взаимодействии один эквивалент вещества всегда реагирует с одним эквивалентом другого вещества.

Химический эквивалент (n) элемента или соединения – это такое его количество, которое может провзаимодействовать (реально или формально) с 1 моль атомов водорода или заместить его в химических реакциях.

Единицей химического эквивалента является моль. 5

ПРИМЕР:

n (H2) = 1/2 моль; n 2) = 1/4 моль; n (СО) =1/2 моль; n (СО2) = 1/4 моль

Эквивалентная масса (Эm, г/моль )– это масса одного эквивалента вещества. Эквивалентная масса элемента или соединения рассчитывается по формуле: Э = М · n, где М – молярная масса элемента или соединения, n – химический эквивалент этого элемента или соединения.

ПРИМЕР: Эm2) = 2 г/моль · 1/2 моль = 1 г .

Эm2) = 32 г/моль · 1/4 моль = 8 г .

Эm (SiO) = 28 г/моль · 1/2 моль = 14 г .

Эm (SiO2) = 44 г/моль · 1/4 моль = 11 г .

Эm (Cr2O3) = 152 г/моль · 1/6 моль = 25,3 г .

Эквивалентный объем (Эv ,л/моль) –это объем, занимаемый одним эквивалентом газообразного вещества. Эквивалентный объем газа находят умножением молярного объема газа на его эквивалент.

ПРИМЕР: Эv2) = 22,4 л/моль · 1/2 моль = 11,2 л .

Эv2) = 22,4 л/моль · 1/4 моль = 5,6 л .

Эv (Сl2) = 22,4 л/моль · 1/2 моль = 11,2 л .

Таким образом, эквивалент составляет некоторую часть моля или равен ему, а эквивалентная масса равна такой же части молярной массы или равна ей. Эквивалентный объем равен такой же части молярного объема или равен ему.

Для расчетов в окислительно-восстановительных реакциях используется понятие окислительно-восстановительного эквивалента (redox эквивалент).Это такое количества элемента или соединения, которое может отдать или присоединить 1 моль электронов.

Химический эквивалент KМnO4 = 1 моль, а его окислительно-восстановительный эквивалент непостоянен и зависит от числа электронов, присоединяемых в окислительно-восстановительной реакции.

ПРИМЕР: РЕАКЦИЯ REDOX ЭКВИВАЛЕНТ

MnO4- +8H+ +5e = Mn2+ +4H2O 1/5 моль

MnO4- + 2 H2O +3е = MnO2 + 4OH- 1/3 моль

MnO4- + е = MnO42- 1 моль

На количественное соотношение реагирующих веществ в уравнениях химических реакций указывают стехиометрические коэффициенты, стоящие перед символом веществ: 3H2 + N2 = 2NH3. Стехиометрические коэффициенты могут указывать на соотношение взаимодействующих частиц (атомов, молекул, ионов) или их молей.

ЗАКОН АВОГАДРО

В равных объемах любых газов, находящихся при одинаковых температуре и давлении, содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро следует, что 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

При нормальных условиях (н.у.) (Т=273К или 00С и Р=101325 Па или 1 атм или 760 мм.рт.ст.) этот объем называется молярным (Vm) и равен 22,4 л.

 

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

1.ПРИВЕДЕНИЕ ОБЪЕМА ГАЗА К НОРМАЛЬНЫМ УСЛОВИЯМ (н.у.)

Какой объем при н.у. займут 0,4 л газа, находящегося при 500С и давлении 95,4 кПа?

РЕШЕНИЕ: Для приведения объема газа к н.у. воспользуемся уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

Р1V1/ T1 = P0V0/ T0, где P0V0/ T0 – нормальные условия.

Из уравнения следует, что V0 = P1V1T0/ P0T1. Переведем размерность параметров в систему Си: V1= 0,4л =4·10-4м3; Т1= 500С = 323К;

Р1= 95,4кПа = 9,54·104Па. Подставим значения величин в уравнение:

V0= 9,54 ·104Па · 4 ·10-4м3 · 273К / 1,013 ·105Па · 323К = 3,18 ·10-4 м3.

2.ВЫЧИСЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ГАЗА ПО ЗАДАННОМУ ОБЪЕМУ

Вычислить молярную массу газа, если при 130С (286К) его масса составляет 1,01 г, находится под давлением 1,04·105Па и занимает объем 3,27·10-4 м3

РЕШЕНИЕ: Из уравнения состояния идеального газа следует, что

М = mRT / PV = 1,01 г · 8,31 Дж/моль·К ·286К / 1,04·105Па · 3,27·10-4 м3 = =70,7 г/моль.

 

3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПАРЦИАЛЬНОГО ДАВЛЕНИЯ ГАЗА В СМЕСИ

Смешивают (V0) 3л СО2 с 4л О2 и 6л N2. До смешения давления газов составляли соответственно (P0) 96, 108 и 90,6 кПа. Общий объем смеси (V1) 10л. Определить парциальное давление газов (P1) и общее давление смеси.

РЕШЕНИЕ: Так как температура постоянна, то P1V1 =P0V0. Расчитаем парциальные давления газов в смеси:

Р1(СО2) = P0V0/V1= 96 кПа·3л/ 10л = 28,8 кПа .

Р12) = P0V0/V1= 108 кПа·4л/ 10л = 43,2 кПа .

Р1(N2) = P0V0/V1= 90,6 кПа·6л/ 10л = 54,4кПа .

Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений ее компонентов Робщ= Р1(СО2) + Р12) + Р1(N2) =28,8 + 43,2 + 54,4 = 126,4 кПа

4. РАСЧЕТ АБСОЛЮТНОЙ МАССЫ МОЛЕКУЛЫ ВЕЩЕСТВА

Рассчитать абсолютную массу молекулы газа (mм), если масса 1,5л газа при н.у. составляет 1,785 г.

РЕШЕНИЕ: Известно, что n = m/M = V/VM, откуда молярная масса газа будет равна М = mVM / V = 1,785г · 22,4л/моль / 1,5л = 26,7 г/моль. Масса молекулы рассчитывается как частное от деления молярной массы вещества на число Авогадро mм = М / Na= 26,7 г/моль / 6,02·1023 моль-1 = 4,44·10-23г.

5.ОПРЕДЕЛЕНИЕ АТОМНОЙ МАССЫ МЕТАЛЛА ПО ЕГО ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССЕ.

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ

1.ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССЫ МЕТАЛЛА

А) Определение эквивалентной массы магния на основе реакции вытеснения им водорода из водного раствора соляной кислоты.

В основе определения эквивалентной массы металла (ЭMg) лежит ее расчет по закону эквивалентов для реакции: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 (ионное уравнение: Мg0 + 2H+ = Mg2+ + H2 ).

Закон эквивалентов: mMg / mH = ЭMg / ЭН . В этом уравнении неизвестным является масса, вступившего в реакцию водорода, которая равна массе выделившегося газообразного водорода. Ее можно рассчитать по уравнению состояния идеального газа Pн/Vн = (mн/Mн)RT, если известен объем газа.

На рис.1 представлена схема прибора для определения объема выделившегося в реакции газа.

 

 

Рис.1. Прибор для определения объема газа:

1 – стеклянная бюретка

2 – двурогая насадка

3 – воронка

4 – штатив

 

ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ: Соберите прибор, как показано на рис.1. Полученную у лаборанта навеску металла (запишите ее вес) поместите в одну из частей двурогой насадки. В другую часть насадки осторожно налейте 5 мл раствора соляной кислоты концентрацией 1 моль/л. Проследите, чтобы кислота не попала к металлу. Соедините при помощи пробки двурогую насадку с бюреткой.

Перед началом опыта проверьте герметичность подсоединения. Для этого необходимо поднять воронку. Если уровень воды в бюретке после некоторого подъема остается постоянным, то можно считать, что прибор герметичен. В противном случае необходимо более плотно надеть двурогую насадку на пробку.

 

Опуская или поднимая воронку совместить уровни воды в бюретке и в воронке, после чего записать начальный уровень по делениям бюретки (определение проводят по нижнему мениску воды).

Повернув насадку перелейте кислоту к металлу. Наблюдайте выделение водорода, который будет вытеснять воду из бюретки в воронку. После окончания реакции (выделение газа прекращается) вновь совместите уровни воды в бюретке и в воронке и сделайте замер конечного уровня воды. По разнице начального и конечного уровней рассчитайте объем выделившегося водорода.

Для расчета массы выделившегося водорода необходимо знать температуру и атмосферное давление (Робщ) в лаборатории (задается преподавателем). Парциальное давление водорода в бюретке (Рн) определяется как разность между атмосферным давлением и парциальным давлением насыщенных паров воды (Рв), которое можно узнать для данной температуры из табл.1.

Таблица 1

Давление насыщенных паров воды (кПа) для различных температур

 

t0C h t0C h t0C h t0C h
1,71 2,07 2,48 2,99
1,81 2,47 2,64 3,17
1,93 2,33 2,81 3,36

 

Рассчитайте по уравнению Клапейрона – Менделеева в системе Си массу образовавшегося водорода и, затем, по закону эквивалентов – эквивалентную массу магния.

Используя теоретическое и практическое значения эквивалентной массы, рассчитайте относительную ошибку опыта: D = Эт – Эпр / Эт.

Б) Определение эквивалентной массы алюминия на основе реакции вытеснения им водорода из раствора щелочи.

Последовательность выполнения опыта аналогична опыту 1А. Навеску алюминия получить у лаборанта. Для реакции использовать 10% раствор NaOH.

 

2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ДИОКСИДА УГЛЕРОДА.

Диоксид углерода получают в аппарате Киппа (рис.2) действием 10% раствора соляной кислоты на карбонат кальция (мрамор, мел).

Для удаления из получаемого углекислого газа следов HCl и осушки газа от паров воды его последовательно пропускают через дрексельные склянки, заполненные растворами гидрокарбоната натрия (NaHCO3) и концентрированной серной кислоты (H2SO4).

 

ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ. Полученную у лаборанта сухую колбу, закрытую пробкой, вставленной до отметки на горле колбы, взвешивают на весах (масса m1). Затем присоединяют колбу к лабораторной установке и заполняют выделяющимся диоксидом углерода в течении 5 минут. Закрывают пробкой (до отметки) и взвешивают (масса m2). Вновь пропускают углекислый газ (2 – 3 минуты) и вновь взвешивают колбу (масса m3). Расхождение между m2 и m3 не должно превышать 0,01 г.

Определяют объем колбы, равный объему СО2. Для этого заполняют колбу до метки водой и измеряют ее объем в мерном цилиндре.

 

 

Рис.2. Установка для получения углекислого газа

1 –CaCO3; 2 – ра-р HCl; 3 – ра-р NaHCO3; 4 – H2SO4

 

Температура и давление в помещении уточняется у лаборанта.

Для определения молярной массы СО2 необходимо произвести следующие расчеты:

1.Привести объем СО2 к нормальным условиям.

2.Рассчитать массу воздуха в колбе, зная температуру, давление и объем (масса m4).

3.Определить массу пустой колбы (m5 = m1 – m4).

4.Рассчитать массу СО2 (m6 = m3 – m5).

5.Рассчитать молярную массу СО2 и относительную ошибку опыта.

 

 

Химия является одной из естественных наук, таких же как физика биология медицина, астрономия и др., т.е. наук, изучающих окружающий нас мир. Его устройство, законы, по которым он живет и развивается. У каждой из них есть своя область исследований.

Химия имеет дело со свойствами веществ в зависимости от их состава, строения и внешних условий. Изучение химии – это изучение законов, управляющих превращением веществ друг в друга. Химические реакции сводятся к взаимодействию самых внешних электронных оболочек атомов, в результате чего образуются новые химические связи, при этом исходные вещества (реагенты) исчезают, а новые вещества (продукты) образуются. Результатом химической реакции может быть изменение состава, структуры или заряда реагирующих частиц, при этом химическая природа атомов (заряд их ядра) не изменяется.

Современные теоретические представления в химии базируются на атомно-молекулярном учении, в рамках которого вводятся некоторые понятия и величины.

АТОМ – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, сохраняющая свойства химического элемента.(H, S, Li)

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – это совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд атомного ядра. Заряд ядра атома равен его порядковому номеру в периодической системе элементов и определяет его местоположение.(H, S, Li)

МОЛЕКУЛА – Это наименьшая электрически нейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. Молекулы могут содержать от одного (инертные газы) до многих тысяч атомов (органические молекулы).(H2O, H3PO4, He, C6H12O6).

ИОН – это заряженная частица, представляющая собой атом или группу химически связанных друг с другом атомов с избытком (анионы:SO42-, Cl-, ClO4-) или недостатком (катионы: Na+, Ca2+, NH4+) электронов.3

СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ – это частицы, содержащие ненасыщенные (одноэлектронные) связи (-CH3, -NH2, -H).

Сила, с которой два атома удерживаются вместе в составе молекулы определяет прочность химической связи, а энергия, необходимая для ее разрыва, называется энергией химической связи. Ее величина изменяется от 80 до 800 кДж/моль.

ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА – это символическая запись, характеризующая качественный и количественный состав химического соединения и отражающая количественные соотношения между атомами разных элементов, образующих данную частицу. Химическая формула достоверно отражает количественный состав веществ, у которых преобладает ковалентная связь (Cl2, H2, H2O). Для веществ с большой долей ионной связи и веществ металлоидного типа количественные соотношения между атомами в формуле носят усредненный характер и не отражают реального состава.

ХИМИЧЕСКОЕ УРАВНЕНИЕ (реакция) – символическая запись, отражающая качественные и количественные превращения, произошедшие с исходными реагентами. Слева записываются химические формулы исходных веществ, а справа формулы продуктов реакции. Стехиометрические коэффициенты указывают на количественное соотношение элементов, вступивших в реакцию и получившихся в результате реакции. Элементы могут только переходить из вещества в вещество, меняя или нет свой заряд или степень окисления, но сами остаются неизменными .

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ – способность атома притягивать к себе электроны.

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Методические указания к практическим занятиям по курсу общей химии для студентов химических и нехимических специальностей дневной и вечерней форм обучения

 

Нижний Новгород

Составители: А.Л.Галкин, Т.В.Сазонтьева, Г.А.Паничева, О.Н.Ковалева, Ю.В.Батталова, Ж.В.Мацулевич

УДК 54 (07)

 

Основные законы химии: метод. указания к практ. занятиям по курсу общей химии для студентов химических и нехимических специальностей дневной и вечерней форм обучения/ НГТУ; сост.: А.Л.Галкин и др.Н.Новгород, 2006 - 16 с.

 

Методические указания включают краткое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для текущего контроля знаний и описание лабораторных работ по теме.

 

Научный редактор Ю.М.Тюрин

 

Редактор Э.Б.Абросимова

 

Подп. к печ. 24.01.06 Формат 60х84 1/16. Бумага газетная. Печать офсетная. Печ.л. 1,0 . Уч.-изд.л.1,0.Тираж 800 экз. Заказ .

__________________________________________________________

Нижегородский государственный технический университет.

Типография НГТУ. 603600, Н.Новгород, ул.Минина, 24.

 

 

ÓНижегородский государственный

технический университет, 2006

 


Химия – это одна из естественных наук. Она имеет дело со свойствами веществ в зависимости от их состава, строения и внешних условий. Изучение химии – это изучение законов, управляющих превращением веществ друг в друга. Химические реакции сводятся к взаимодействию самых внешних электронных оболочек атомов, в результате чего образуются новые химические связи, при этом исходные вещества (реагенты) исчезают, а новые вещества (продукты) образуются. Результатом химической реакции может быть изменение состава, структуры или заряда реагирующих частиц, при этом химическая природа атомов (заряд их ядра) не изменяется.

В химии принято выделять три основных типа реакций:

1.Реакции обмена. Происходит изменение состава молекул за счет обмена ионами:

BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4 + 2NaCl

2.Окислительно-восстановительные реакции. Изменяются степени окисления атомов или заряд ионов за счет перехода электронов от частицы-восстановителя к частице-окислителю:

Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu

3.Реакции изомеризации. Происходит изменение структуры молекул. В результате у вещества появляются новые физические и химические свойства:

CH2=CH-CH2-CH3 ® CH3-CH-CH-CH3

 

ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ПОНЯТИЯ

Современные теоретические представления в химии базируются на атомно-молекулярном учении, в рамках которого вводятся некоторые понятия и величины.

АТОМ – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, сохраняющая свойства химического элемента.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – это совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд атомного ядра. Заряд ядра атома равен его порядковому номеру в периодической системе элементов и определяет его местоположение.

МОЛЕКУЛА – Это наименьшая электрически нейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. Молекулы могут содержать от одного (инертные газы) до многих тысяч атомов (органические молекулы).

ИОН – это заряженная частица, представляющая собой атом или группу химически связанных друг с другом атомов с избытком (анионы:SO42-, Cl-, ClO4-) или недостатком (катионы: Na+, Ca2+, NH4+) электронов.

СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ – это частицы, содержащие ненасыщенные (одноэлектронные) связи (-CH3, -NH2, -H)

Сила, с которой два атома удерживаются вместе в составе молекулы определяет прочность химической связи, а энергия, необходимая для ее разрыва, называется энергией химической связи.Ее величина изменяется от 80 до 800 кДж/моль.

ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА – это символическая запись, характеризующая качественный и количественный состав химического соединения и отражающая количественные соотношения между атомами разных элементов, образующих данную частицу. Химическая формула достоверно отражает количественный состав веществ, у которых преобладает ковалентная связь (Cl2, H2, H2O). Для веществ с большой долей ионной связи и веществ металлоидного типа количественные соотношения между атомами в формуле носят усредненный характер и не отражают реального состава.

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ (а.е.м.). Атомная единица массы определяется как 1/12 часть массы атома углерода в ядре которого содержится 6 протонов и 6 нейтронов. 1а.е.м. = 1,66·10-27кг. Условно можно считать массы протона и нейтрона одинаковыми и равными (приблизительно) 1 а.е.м. В химии чаще пользуются относительными атомными массами химических элементов (Ar). Это отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Относительная атомная масса является величиной безразмерной.

МОЛЬ – это единица количества вещества. 1 моль содержит столько же структурных единиц (атомов, ионов, молекул), сколько содержится атомов в 12 граммах углерода (изотоп 12С) Число атомов в 12 граммах углерода легко рассчитывается как отношение массы 1 моль (молярной массы) к массе 1 атома углерода:

Na = 12 г/моль /1,993·10-23г = 6,022·1023моль-1.

Число Na является одной из фундаментальных констант и носит название постоянная Авогадро (число Авогадро).

ПРИМЕР:1 моль электронов содержит 6,022·1023моль-1 структурных единиц (электронов), каждый из которых имеет заряд 1,606·10-19 Кл. Таким образом, заряд 1 моль электронов является константой и называется число Фарадея (F)

F = 6,022·1023моль-1· 1,606·10-19Кл = 96713 Кл/моль.

 

МОЛЯРНАЯ МАССА (М) – это масса 1 моль вещества. Она численно равна отношению массы вещества к количеству его моль (М = m /n) и измеряется в г/моль или кг/кмоль. Численное значение молярной массы, измеренное в г/моль совпадает по величине с молекулярной, атомной и формульной массой данного вещества.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА (Mr) – это отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода (изотоп 12С). Поскольку химические формулы чаще всего отражают лишь формальный количественный состав соединения, то правильнее говорить о ФОРМУЛЬНОЙ МАССЕ ВЕЩЕСТВА, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в соединение, с учетом числа атомов каждого из элементов в формуле.

 

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Среди множества законов, на которые опирается химия можно выделить ряд основных. Это законы, сформулированные в рамках атомно-молекулярного учения. К ним относят закон сохранения массы, законы постоянства состава, кратных и объемных соотношений, закон Авогадро. Эти законы называют стехиометрическими, поскольку именно они положены в основу всех количественных расчетов масс и объемов веществ, принимающих участие в химических превращениях.

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Сохранение массы вещества в химических реакциях объясняется тем, что при химических превращениях атомы не разрушаются и не образуются. Таким образом, при постоянстве их массы и количества, массы веществ до и после реакции должны быть одними и теми же.

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Данный закон строго применим только для веществ молекулярного типа. Большинство соединений с атомной или ионной структурой имеют переменный состав в следствии ненасыщаемости их химических связей.

Из закона постоянства состава химических веществ следует, что они вступают во взаимодействие друг с другом в строго определенных массовых соотношениях или эквивалентных количествах.

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Массы реагирующих друг с другом веществ пропорцианальны их эквивалентам или эквивалентным массам:

m1/m2 = Э12 .

Из закона следует, что при любом химическом взаимодействии один эквивалент вещества всегда реагирует с одним эквивалентом другого вещества.

Химический эквивалент (n) элемента или соединения – это такое его количество, которое может провзаимодействовать (реально или формально) с 1 моль атомов водорода или заместить его в химических реакциях.

Единицей химического эквивалента является моль. 5

ПРИМЕР:

n (H2) = 1/2 моль; n 2) = 1/4 моль; n (СО) =1/2 моль; n (СО2) = 1/4 моль

Эквивалентная масса (Эm, г/моль )– это масса одного эквивалента вещества. Эквивалентная масса элемента или соединения рассчитывается по формуле: Э = М · n, где М – молярная масса элемента или соединения, n – химический эквивалент этого элемента или соединения.

ПРИМЕР: Эm2) = 2 г/моль · 1/2 моль = 1 г .

Эm2) = 32 г/моль · 1/4 моль = 8 г .

Эm (SiO) = 28 г/моль · 1/2 моль = 14 г .

Эm (SiO2) = 44 г/моль · 1/4 моль = 11 г .

Эm (Cr2O3) = 152 г/моль · 1/6 моль = 25,3 г .

Эквивалентный объем (Эv ,л/моль) –это объем, занимаемый одним эквивалентом газообразного вещества. Эквивалентный объем газа находят умножением молярного объема газа на его эквивалент.

ПРИМЕР: Эv2) = 22,4 л/моль · 1/2 моль = 11,2 л .

Эv2) = 22,4 л/моль · 1/4 моль = 5,6 л .

Эv (Сl2) = 22,4 л/моль · 1/2 моль = 11,2 л .

Таким образом, эквивалент составляет некоторую часть моля или равен ему, а эквивалентная масса равна такой же части молярной массы или равна ей. Эквивалентный объем равен такой же части молярного объема или равен ему.

Для расчетов в окислительно-восстановительных реакциях используется понятие окислительно-восстановительного эквивалента (redox эквивалент).Это такое количества элемента или соединения, которое может отдать или присоединить 1 моль электронов.

Химический эквивалент KМnO4 = 1 моль, а его окислительно-восстановительный эквивалент непостоянен и зависит от числа электронов, присоединяемых в окислительно-восстановительной реакции.

ПРИМЕР: РЕАКЦИЯ REDOX ЭКВИВАЛЕНТ

MnO4- +8H+ +5e = Mn2+ +4H2O 1/5 моль

MnO4- + 2 H2O +3е = MnO2 + 4OH- 1/3 моль

MnO4- + е = MnO42- 1 моль

На количественное соотношение реагирующих веществ в уравнениях химических реакций указывают стехиометрические коэффициенты, стоящие перед символом веществ: 3H2 + N2 = 2NH3. Стехиометрические коэффициенты могут указывать на соотношение взаимодействующих частиц (атомов, молекул, ионов) или их молей.

ЗАКОН АВОГАДРО

В равных объемах любых газов, находящихся при одинаковых температуре и давлении, содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро следует, что 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

При нормальных условиях (н.у.) (Т=273К или 00С и Р=101325 Па или 1 атм или 760 мм.рт.ст.) этот объем называется молярным (Vm) и равен 22,4 л.

 

Последнее изменение этой страницы: 2016-07-22

lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда...