- •Введение
- •Раздел первый
- •1.2. Определение химии
- •1.3. Атомно-молекулярное учение
- •1.4. Основные стехиометрические законы химии
- •1.5. Значение химии в развитии техники
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Первые модели строения атома
- •2.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •2.3. Квантовые числа
- •2.4. Атомные орбитали
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов
- •2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов
- •2.8. Периодический закон д. И. Менделеева
- •2.9. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.10. Свойства атомов элементов в периодической системе
- •2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Развитие теории химической связи
- •3.2. Ковалентная связь. Кривая потенциальной энергии
- •3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
- •3.4. Квантово – механическая теория валентности
- •3.5. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.6. Свойства ковалентной связи
- •3.7. Метод молекулярных орбиталей
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Водородная связь
- •3.10. Межмолекулярное взаимодействие
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества
- •4.1. Макроскопические свойства кристаллов
- •4.2. Внутреннее строение кристаллов
- •4.3. Виды элементарных ячеек
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Реальные кристаллы и нарушения кристаллической структуры
- •Раздел второй
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Энтальпия образования химических соединений
- •5.4. Энтропия. Второй закон термодинамики
- •5.5. Третий закон термодинамики
- •5.6. Энергия Гиббса. Направленность химических реакций
- •164,9 КДж; 172,41 Дж/моль∙к;
- •Глава 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •6.1. Влияние внешних факторов на скорость химических реакций
- •6.2. Химическое равновесие
- •6.3. Цепные реакции
- •6.4. Фазовые равновесия
- •6.5. Катализаторы и каталитические системы
- •Раздел третий растворы
- •Глава 7. Общие свойства растворов
- •7.1. Механизм процессов растворения
- •7.2. Способы выражения количественного состава растворов
- •100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
- •7.3. Энергетика растворения
- •7.4. Свойства растворов неэлектролитов
- •7.5. Свойства растворов электролитов
- •7.6. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.Общие понятия об окислительно- восстановительных реакциях
- •8.2. Классификация окислителей и восстановителей
- •8.3. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
- •8.5. Влияние факторов на характер и направление реакций
- •8.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Глава 9. Электрохимические процессы
- •9.1. Строение двойного электрического слоя
- •9.2. Гальванические элементы
- •9.3. Стандартный водородный электрод
- •9.4. Поляризационные явления в гальванических элементах
- •9.5. Химические источники тока
- •9.6. Аккумуляторы
- •9.7. Топливные элементы
- •9.8. Теоретические основы электролиза
- •9.9. Последовательность электродных процессов
- •9.10. Техническое применение электролиза
- •Глава 10. Коррозия и защита металлов
- •10.1. Общие сведения о коррозии
- •10.2. Классификация коррозионных процессов
- •10.3. Количественная и качественная оценка коррозии и коррозионной стойкости
- •10.4. Химическая коррозия
- •10.5. Электрохимическая коррозия
- •10.6. Методы защиты от электрохимической коррозии
- •Раздел четвертый
- •11.2. Электропроводность металлов, полупроводников и диэлектриков
- •11.3. Химические свойства металлов высокой проводимости
- •11.4. Электропроводимость металлов подгруппы меди
- •11.5. Химические свойства магнитных материалов
- •11.6. Магнитные свойства металлов семейства железа
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ вещества
- •12.1. Химическая идентификация вещества
- •12.2. Количественный анализ
- •12.3. Инструментальные методы анализа
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Глава 1. Основные понятия химии. Предмет и задачи
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул………..54
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества………..103
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ
7.2. Способы выражения количественного состава растворов
Количественный состав раствора определяется концентрацией, т.е. относительным содержанием каждого из компонентов, составляющих раствор.
Растворы с большой концентрацией вещества называются концентрированными, с малой - разбавленными.
Известно много способов выражения концентрации, основанных на постоянстве количества раствора, растворенного вещества, растворителя или объема раствора.
При постоянном количестве раствора концентрации выражаются в процентах и в долях.
Весовые проценты. Концентрация выражается числом весовых частей растворенного вещества в 100 весовых частях раствора. Например, 10 % раствор NaCl - это смесь 10 г NaCl и 90 г H2O.
Молекулярные проценты. Концентрация выражается числом грамм - молекул (молей) растворенного вещества M в 100 - M молях растворителя.
Концентрация 40 % - ного раствора H2SO4 в молях % вычисляется следующим образом:
100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
100 - 10,91 = 89,09 моль % H2O
здесь 98,08 и 18,02 - молярные веса соответственно H2SO4 и H2O
Атомные проценты. Определяется числом n - атомов растворенного компонента m, приходящихся на 100 - m грамма растворителя.
Для сплава, содержащего 66,7 % Na и 33,3 % К состав компонентов в весе % вычисляется следующим образом:
= 54,08 веса % Na
100 – 54,08 = 45,92 веса % К
здесь 22,99 и 39,10 – атомные веса соответственно Na и К.
Весовая доля, мольная доля, атомная доля составляет соответственно одну сотую от весовых, молекулярных и атомных процентов.
При постоянном количестве растворителя концентрация выражается моляльностью и числом граммов растворенного вещества на 1 кг растворителя.
Моляльность. Концентрация определяется числом молей (m) растворенного вещества в 1 кг растворителя.
Например, 2 m H2SO4, значит, что на 1000 г H2O приходится 2 г - м H2SO4 или 196 г H2SO4
При постоянном объеме раствора концентрация выражается через молярность, нормальность и титральность.
Молярность. Концентрация определяется числом молей растворенного вещества (M), содержащихся в 1 л. раствора. Так, одномолярный раствор обозначается 1 М и т.д. Например, 2 M раствор H2SO4, значит в л раствора содержится 2 г - моль H2SO4 или 2 ∙ 98 = 196 г H2SO4
Нормальность. Концентрация определяется числом 2 эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Так 2 н H2SO4 , значит, что в 1 л раствора содержится 2 г - эквивалента H2SO4. 1 г – эквивалент H2SO4 равен =49 г. 49 ∙ 2 = 98 г H2SO4
Титральность. Концентрация определяется количеством грамма вещества, содержащегося в 1 см3 раствора (1 мл.)
7.3. Энергетика растворения
Образование растворов сопровождается тепловым эффектом. Количество теплоты, поглощающейся (или выделяющейся) при растворении одной молекулы вещества, называется теплотой растворения этого вещества.
Растворение следует рассматривать как совокупность физических и химических явлений, выделяя при этом три основных процесса: 1) разрушение химических и межмолекулярных связей в растворяющихся газах, жидкостях или твердых телах (в том числе и связей в кристаллах), требующее затраты энергии. Энтальпия системы при этом растет: Δ H1 > 0; 2) химическое взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом, связанное с образованием новых соединений – сольватов (или гидратов) и сопровождающееся выделением энергии. Энтальпия системы при этом уменьшается: Δ H2 < 0; 3) самопроизвольное перемешивание раствора или равномерное распределение сольватов (гидратов) в растворителе, связанное с диффузией и требующее затраты энергии. Энтальпия системы при этом растет: Δ H3 > 0.
Суммарный тепловой эффект процесса растворения Δ H = Δ H1 + Δ H2 + Δ H3 может быть положительным или отрицательным. Если в воде растворяются газы или жидкости, то Δ H1 мала и Δ H < 0. Если растворяются кристаллические вещества, то Δ H1 имеет большое значение, т. к. дробление требует значительной затраты энергии. Поэтому растворение твердых веществ в воде часто происходит с поглощением теплоты (Δ H > 0) и является эндотермическим процессом.
Растворение протекает самопроизвольно (Δ G < 0) вплоть до насыщения раствора. При этом тепловой эффект процесса растворения (Δ H) и изменения энтропии, могут быть и положительными и отрицательными (кроме случая, когда Δ H > 0; Δ S < 0).
Растворение газов в воде идет с выделением тепла Δ H < 0 и с убылью энтропии (Δ S < 0).
Согласно уравнению Δ G = Δ H – Т Δ S (или Δ H = Т Δ S) самопроизвольному течению процесса растворения газов в воде способствуют низкие температуры. Чем выше температура, тем более вероятно, что величина Т Δ S достигнет значения Δ H, а равенство Δ H = Т Δ S отвечает равновесию процесса растворения (Δ G = 0), т.е. насыщению раствора.
Растворение кристаллических веществ часто идет с поглощением теплоты (Δ H > 0) и обычно сопровождается ростом энтропии (Δ S > 0). Самопроизвольному течению процесса растворения кристаллических веществ в воде способствуют высокие температуры. При низких температурах, возможно, что величина Т Δ S не достигнет значения Δ H, и энергия Гиббса процесса будет положительна (Δ G > 0).