Основы общей и физической химии

УДК 541.1 : 541.9 ББК 24.1

Тихонова М.В., Екимова И.А.

Основы общей и физической химии: Учебное пособие / Под редакцией И.А. Екимовой. – Томск:

ТУСУР, 2015. – 200 с.

Учебное пособие подготовлено по дисциплине «Химия» в соответствии с Федеральными государственными образовательными стандартами высшего профессионального образования для студентов, обучающихся по направлениям подготовки Томского государственного университета систем управления и радиоэлектроники очной и заочной форм обучения.

В учебном пособии представлены теоретические основы по всем темам учебного курса «Химия», методические указания к практическим занятиям, задания для самостоятельной работы, вопросы для самоконтроля, а также справочные материалы. Представленые в данном пособии разработки внедрены в учебный процесс.

Рецензент:

доцент Национального исследовательского Томского политехнического университета, кандидат химических наук А.Г. Зарубин

©Томский государственный университет систем управления и радиоэлектроники, 2015

©М.В.Тихонова, И. А. Екимова, 2015

3

1.Гальванический элемент. Электродвижущая сила гальванического элемента. 166 Уравнение Нернста.

5

ВВЕДЕНИЕ

Дисциплина «Химия» изучается студентами ТУСУРа в рамках естественнонаучного цикла дисциплин, так как базовые знания в данной области необходимы специалистам всех направлений подготовки. Данное пособие может быть использовано при обучении студентов, базовый уровень знаний которых различается. Пособие включает 8 разделов, четыре из которых представляют материал по общей химии, сжато и систематизировано изложенный в соответствии с требованиями федеральных государственных образовательных стандартов. Также, пособие включает разделы в области физической химии, где рассматривается энергетика химических процессов, закономерности протекания химических реакций во времени, факторы, влияющие на протекание реакции. Отдельно рассматриваются электрохимические процессы - электролиз, работа гальванического элемента, а также химическая и электрохимическая коррозия. Пособие может быть использовано при подготовке к контрольным работам, практическим и семинарским занятиям. Пособие включает не только теоретический материал по темам раздела, но и варианты индивидуальных заданий, которые могут быть выполнены как во время аудиторных занятий, так и составлять внеаудиторную самостоятельную работу студентов. В пособии приведены алгоритмы решения задач по темам курса, учитывающие различный уровень подготовки студентов. Каждая тема сопровождается контрольными вопросами, ориентируясь на которые студенты могут самостоятельно изучать теоретический материал.

Учебное пособие может быть использовано студентами всех направлений подготовки ТУСУРа, а также студентами других вузов при изучении дисциплины «Химия», школьниками старших классов, преподавателям высшей школы и всем, кто интересуется вопросами в области общей и физической химии.

Авторы будут признательны за пожелания и предложения по содержательной части учебного пособия, а также выражают благодарность доценту кафедры РЭТЭМ, к.т.н. Е.В.Чикину за консультирование и помощь при подготовке учебного пособия.

6

Тема 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Предмет химии. Атом, химический элемент. Простые и сложные вещества. Относительная атомная масса. Молекула. Химические формулы. Относительная молекулярная масса. Количество вещества. Моль. Молярная масса. Химическое уравнение, стехиометрические коэффициенты. Закон постоянства состава химических соединений. Закон сохранения массы вещества. Закон Авогадро. Молярный объем газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Закон объемных отношений. Эквивалент. Фактор эквивалентности. Эквивалентная масса. Эквивалентный объем. Закон эквивалентов.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Химия – наука, изучающая вещества, их свойства, а также процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и структуры.

Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические и физические свойства.

Химический элемент – это определенный вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра.

Простые вещества - вещества, которые состоят из атомов одного химического элемента, например О2, F2, Fe, Cu, S, P. Сложные вещества – вещества, которые состоят из атомов разных химических элементов, например СО, Н2О, NH3, Н3РО4.

Относительная атомная масса – отношение абсолютной массы атома к 1/12 абсолютной массы изотопа углерода 12С. (1/12 массы 12С = 1,66·10-27 кг, эта величина называется атомной единицей массы – 1 а.е.м.). Относительные атомные массы элементов можно определить по таблице Менделеева.

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, которая обладает его химическими и физическими свойствами и может состоять из одинаковых или из различных атомов.

Состав химического соединения отображается при помощи химических формул. Подстрочные индексы в химических формулах указывают на число атомов данного элемента, входящего в

массы изотопа углерода 12С. Относительная молекулярная масса определяется как сумма относительных атомных масс всех элементов, входящих в состав молекулы, с учетом подстрочных индексов. Например, (Н2О) = 2· (Н) + (O) = 2·1+16 =18.

Количество вещества – число структурных элементов (атомов, молекул, ионов) в системе, измеряется в моль.

Моль — количество вещества системы, которое содержит столько структурных элементов

например, (Fe) = 56 г/моль. Для молекулы молярная масса численно равна относительной молекулярной массе и определяется аналогично, по таблице Менделеева с учетом подстрочных индексов. Например, (Н2О) = 2·(Н) + (O) = 2·1 г/моль+16 г/моль =18 г/моль.

Количество вещества можно рассчитать, используя следующие соотношения:

где – масса (г), – молярная масса (г/моль);

где – число частиц в системе; - число Авогадро, равное 6·1023 моль-1 .

Химическое уравнение – это выражение химической реакции, в котором в левой части записаны химические формулы исходных реагентов, а в правой части - химические формулы веществ, образующихся в результате реакции, то есть продуктов реакции. Число атомов элементов в правой и в левой частях уравнения должно быть одинаковым. Коэффициенты перед формулами веществ в уравнении реакции называются стехиометрическими коэффициентами. Они показывают соотношение количеств веществ, участвующих и образующихся в данной реакции. Для удобства записи стехиометрические коэффициенты, равные 1, в уравнениях реакций не указываются.

Например, в реакции:

2H2 + O2 = 2H2O

из 2 моль водорода и 1 моль кислорода образуется 2 моль воды.

Закон постоянства состава химических соединений: каждое химическое соединение независимо от способа получения имеет один и тот же химический состав; стехиометрические коэффициенты в молекулярной формуле всегда целочисленны и постоянны. Например, соединение H2O, независимо от способа получения, всегда содержит в своем составе 2 атома водорода и 1 атом кислорода.

Закон сохранения массы вещества: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе продуктов реакции.

Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых внешних условиях содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро следует, что одинаковое число молекул различных газов при равных условиях занимает одинаковый объем. При нормальных условиях (температуре 273 К и давлении 1·105 Па) 1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом газа ( = 22,4 л/моль).

Таким образом, для газообразных веществ при нормальных условиях количество вещества рассчитывается по формуле:

где - объем газа (л); – молярный объем газа, равный 22,4 л/моль.

В условиях, отличных от нормальных, объем газа может быть рассчитан по уравнению Менделеева-Клапейрона:

где - давление (Па); - объем газа (м3), - температура (К); - универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль·К), - количество вещества (г/моль).

8

Закон объемных отношений: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа. Например, в реакции

H2 + Cl2 = 2HCl

1 моль водорода реагирует с 1 моль хлора, в результате образуется 2 моль хлороводорода. При этом объемы газов пропорциональны их количеству, и их соотношение равно:

1 (H2): 1 (Cl2): 2 (HCl).

Эквивалент - реальная или условная частица вещества, которая соединяется с 1 моль атомов водорода или может замещать такое же количество атомов водорода в химических реакциях. В качестве условной частицы может выступать доля от реальной частицы вещества.

Фактор эквивалентности – число, показывающее, какая доля частицы данного вещества соответствует одному эквиваленту. Следовательно, фактор эквивалентности .

Фактор эквивалентности водорода принят равным 1, =1. Для других элементов фактор эквивалентности вычисляется по формуле:

где – валентность элемента или заряд иона.

Для элементов с постоянной валентностью будет также постоянным:

Для простых веществ эквивалентная масса рассчитывается по формуле:

где – молярная масса (г/моль), – фактор эквивалентности элемента.

Эквивалентный объем газа - это объем, занимаемый при данных условиях одним эквивалентом вещества, измеряется в л/моль.

Для простых веществ при нормальных условиях рассчитывается по формуле:

где – молярный объем газа, равный 22,4 л/моль; - число атомов элемента в молекуле газа; - фактор эквивалентности элемента.

Для сложных веществ эквивалентные массы определяются по формулам:

эквивалентная масса оксида:

где - молярная масса оксида (г/моль), – это число атомов элемента, который входит в состав оксида, помимо кислорода, – валентность этого элемента.

эквивалентная масса кислоты:

где - молярная масса кислоты (г/моль), – число атомов водорода в составе кислоты.

эквивалентная масса основания:

где - молярная масса основания (г/моль), – число гидроксогрупп в составе основания.

9

эквивалентная масса соли:

где - молярная масса соли (г/моль), – число атомов металла в составе соли, – валентность этого металла.

Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам:

где - и - массы реагирующих веществ (г); и - эквивалентные массы веществ (г/моль).

Для веществ в газообразном состоянии закон эквивалентов можно выразить следующим образом:

где и - объемы реагирующих газов (л); и – эквивалентные объемы газов (л/моль).

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ

1. Фактор эквивалентности. Эквивалентная масса простых веществ.

Задача 1.

Вычислить эквиваленты и эквивалентные массы элементов в бинарных соединениях:

а) H2S; б) CuO; в) CuS.

_______________________________________________________________________________________________________________________________

Алгоритм решения:

а) Рассчитаем эквиваленты и эквивалентные массы элементов в соединении H2S.

где – молярная масса (г/моль), – фактор эквивалентности элемента.

б) Рассчитаем эквиваленты и эквивалентные массы элементов в соединении CuO.

10