- •Химическая термодинамика и самопроизвольное протекание процесса
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Содержание дисциплины «Химия»
- •Содержание лекций
- •1. Порядок работы:
- •1Фотона
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)
- •Термохимия -
- •Термохимические уравнения
- •Законы термохимии
- •Процессы в живых организмах
- •Теплоемкость
- •Второе начало (закон) термодинамики
- •Энтропия – мера приближения системы к равновесию
- •4.2. Примеры решения типовых задач
- •III. Дисперсные системы. Растворы.
- •2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •2.5. Комплексные (координационные) соединения
- •2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии Примеры супер- и супрамолекул
- •2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:
- •2.6. Отличительные электрофизические свойства металлов, полупроводников, диэлектриков.
- •3. Комплексные соединения (к.С.) -
- •3.1. Супер- и супрамолекулярные соединения -
- •1. Первые (до Томсона) модели атома.
- •2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.
- •3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.
- •1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •II. Химическая связь
- •1.Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
для разных веществ:
7.1.Для простыходноатомных веществ и дляодного химического элемента в сложном веществе:МЭ = М/п = А/п,
где А – атомная масса,n– валентность химического элемента.
Например, МЭ(Al) = 27/3 = 9г /моль (эквивалентов), МЭ(О) = 16/2 = 8 г/моль;
7.2.Дляпростых многоатомных (из двух и более атомов) и сложныхвеществ эквивалентную массу рассчитывают по общей формулеМЭ = М/ п.k,
где М – молярная масса вещества,п – валентность одного, любого, элемента;
k – количество атомов этого элемента в молекуле.
Например, МЭ(О2) =32/2.2 = 8, г /моль (эквивалентов), МЭ(N2) = 28/2.2 = 7, г /моль; МЭ(Al2О3) = (27.2 + 16.3)/3.2 = (54 + 48)/6 = 102/6 = 17, г/моль.
7.3.Эквивалентная массасложного вещества равна сумме эквивалентных масс образующих его химических элементов.
Например, МЭ(Al2О3) = М(Al)/п(Al) + М(О)/п(О)= 27/3 + 16/2 = 17 г/моль. При этом fЭ(Al2О3)= МЭ(Al2О3)/М(Al2О3)= 17 г/моль/102 г/моль = 1/6, Э(Al2О3)= 1/6 моль, число эквивалентов пЭ(Al2О3) = 6 (6Э в 1 моле вещества Al2О3).
7.4.Для вычисления эквивалентных масссложных веществ разных классовможно использовать следующие формулы (при условииполногозамещения соответствующих функциональных групп или атомов, ионов, количество которых указано в формуле индексом; в противном случае, в реакцияхнеполногозамещения, следует учитывать количествопрореагировавшихгрупп, атомов, ионов):
7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
МЭ(окс) = М(окс)/k . п =М(окс.)/пЭ = М(окс). fЭ,
где М(окс) – молярная масса оксида,k – количество атомов какого-либо одного элемента в составе молекулы оксида,n – валентность этого элемента;пЭ— число эквивалентов,пЭ = k . п эквивалентов Э иfЭ — фактор эквивалентности оксида,fЭ = 1/ пЭ.
Например, МЭ(Мп2О7) = (55.2 + 16.7)/7.2 = 222/14 = 15,8 г/моль (эквивалентов).
7.4.2. Эквивалентная масса основания:
МЭ(осн)=М(осн)/k(ОН) = М(осн)/пЭ ,
где М(осн.) – молярная масса,k(ОН) – кислотность основания, т.е. количество гидроксидных групп ОН-в молекуле основания, равное числу эквивалентовпЭ в случаеполного замещения групп ОН-; принеполном замещении, например, при недостатке кислоты, пЭ равно числупрореагировавшихОН--групп.
Например, МЭ (Са(ОН)2) = 74/2 = 37 г/моль – в случае полного замещения обеих групп ОН-, как в химической реакции: Са(ОН)2 + 2HCl = СаCl2 + 2Н2О.
При замещении одной ОН-–группы МЭ(Са(ОН)2) = 74/1 = 74 г/моль–
как, например, в реакции: Са(ОН)2 + HCl = СаОНCl + Н2О.
7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
МЭ(кисл) = М(кисл)/ k(Н)= М(кисл)/пЭ ,
где М(кисл) – молярная масса,k(Н)– основность кислоты, т.е. количество атомовНв молекуле кислоты, равное числу эквивалентов пЭкислотыпри полном замещении атомов водорода; в случае ихчастичного замещения– например,при избытке кислоты–пЭ равно числупрореагировавших атомов Н).
Например, МЭ(Н2SO4) = 98/2 = 49г /моль,пЭ= 2Э (эквивалентам) – приполном замещениидвухатомов водорода:2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl.
При недостатке соли (избытке кислоты) возможна реакция замещения только одного атома водорода:NaCl + H2SO4 = NaНSO4 + HCl,
и тогда МЭ(Н2SO4) = 98/1 = 98г /моль,Э(Н2SO4) =1 моль,пЭ = 1Э.