А.М.Даниленко

ОБЩАЯ ХИМИЯ

(курс лекций)

Учебное пособие для студентов 1 курса

НОВОСИБИРСК 2005

СОДЕРЖАНИЕ

ГЛАВА 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ……4

ГЛАВА 2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА …………… 8

ГЛАВА 3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ … 18

ГЛАВА 4. РАСТВОРЫ ………………………………………… 29

ГЛАВА 5. ЭЛЕКТРОХИМИЯ …………………………………. 49

ГЛАВА 6. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ ………………………. 65

ГЛАВА 7. ЖЕСТКОСТЬ ПРИРОДНЫХ ВОД …………….…. 72

Глава 1. Основные понятия и законы химии.

Химия – наука о веществах и их превращениях. Таким образом, объектом исследования химии является вещество. Из курса средней школы вы знаете, что все вещества состоят из атомов. Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Связываясь друг с другом атомы одного или разных элементов образуют сложные частицы молекулы или ионы. Простое вещество – состоит из атомов одного элемента (Fe, O₂, Cl₂ и др.). Наименьшими частицами, сохраняющими его химические свойства, являются либо атомы (Fe), либо молекулы (O₂, Cl₂) . Сложное вещество – состоит из атомов разных элементов (Н₂О, СН₄). Вещество следует охарактеризовать – для этого используются качественные и количественные характеристики.

Вещества могут находиться в различных агрегатных состояниях (твердом, жидком, газообразном), в каждом агрегатном состоянии вещество может существовать в виде атомов, молекул, ионов, и др. форм. Как описать это качественное многообразие? В химии принято использовать две качественные характеристики – формульная единица и эквивалент. Любое вещество – B состоит из формульных единиц – ФЕ(B). Это реально существующие частицы (атомы, молекулы, ионы, радикалы, условные молекулы или группы атомов).

Оказалось, что в ходе химических реакций 1ФЕ одного вещества реагирует с 1, 2, 3  (всегда целым числом) ФЕ другого вещества, что привело к появлению понятия эквивалента. Эквиваленты вещества – Э(B) - условные частицы, в Z раз меньшие, чем соответствующие формульные единицы, 

т.е. в 1 ФЕ(B) содержится Z(B) эквивалентов. Коэффициент пропорциональности Z(В) - эквивалентное число. Z(В) - не имеет постоянного значения, т.к. определяется химической реакцией, в которой данное вещество участвует:

- в окислительно-восстановительных реакциях Z(B) равно числу электронов, отданных 1 ФЕ восстановителя или принятых 1 ФЕ окислителя.

• в обменных реакциях Z(B) кислот и оснований равно числу замещенных функциональных групп (Н⁺- ионов для кислот и ОН^– - ионов для оснований) в 1ФЕ вещества; Кроме того для обменной химической реакции:

ν(А)А + ν(В)В = ν(С)С + ν(D)D,

(А, В, С, D – вещества, ν(А), ν(В), ν(С), ν(D) – стехиометри-ческие коэффициенты веществ А, В, С, D) выполняется условие:

ν(А) ^.Z(A) = ν(B) ^.Z(B) = ν(C) ^.Z(C) = ν(D) ^.Z(D)

Это упрощает определение числа эквивалентности в сложных реакциях.

Если вещество не принимает участия в реакциях, то эквивалентные числа рассчитывают следующим образом:

- Z(кислоты) = N(H⁺) = количеству ионов Н⁺ в 1ФЕ кислоты;

- Z(основания) = N(ОН^-) = количеству ионов OН^– в 1ФЕ основания;

• Z(оксида) = N(O) ·2, где N(O) – количество атомов кислорода в 1ФЕ оксида;

• Z(соли) = N(Мe) ·CO(Me) в ФЕ, где N(Мe) – количество ионов металла в 1 ФЕ соли и СО(Ме) – степень окисления металла;

• Z(H₂) = 2, Z(O₂) = 4.

Для расчета Z(B) вещества необходимо знать степень окисления всех атомов, входящих в его состав.

Степень окисления (СО) – положительное или отрицательное число, которое по формальным правилам приписано каждому атому в соединении и соответствует гипотетическому заряду на каждом атоме при допущении, что все гетероатомные связи – ионные. Эти правила:

1. СО элемента в простом веществе равна 0 (Н₂, О₂, Сl₂ и др.)

2. Алгебраическая сумма СО для нейтральных молекул равна 0, а для ионов - их заряду.

3. СО щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs) равна (1+).

4. СО щелочноземельных металлов (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) равна (2+).

5. Водород практически всегда имеет СО (1+).

6. Кислород практически всегда имеет СО (2–).

Количественными характеристиками вещества являются: количество вещества, масса, объем.

Любая порция вещества содержит очень большое число формульных единиц. Для удобства используют более крупную единицу, которую назвали количество вещества - n(B), - физическая величина прямо пропорциональная числу формульных единиц вещества В, входящих во взятую порцию вещества:

n(B) = N_ФЕ (B)/N_А ,

где N_фE (B) - число формульных единиц вещества В во взятой порции веще­ства, величина безразмерная;

n_a - число (постоянная) Авогадро, равная 6,02^.10²³, моль^–1

Единица количества вещества – моль - это количество вещества, содержащее столько же ФЕ(B), сколько атомов содержится в 12 г изотопа ¹²С (другими словами в 1 моль любого вещества содержится 6,02^.10²³ ФЕ вещества).

Количество вещества эквивалентов – n_эк(B) – величина, пропорциональная числу эквивалентов N_эк.

n_эк (В)= N_эк(В)/N_А.

Единица измерения  также моль. Т.к. в 1 ФЕ вещества Z экивалентов вещества, то n_эк(В)= Z(В)^.n(В).

Абсолютные массы формульных единиц очень малы (10^–22–10^–23 г) и с ними неудобно работать. Используют другие величины. Молярная масса вещества В - М(В) - масса 1 моль ФЕ вещества; измеряется в г/моль и рассчитывается :

М(В) = m[1ФЕ(В)] ^.N_A или

М(В) = m(В)/n(B)

Это одна из констант данного вещества, поскольку определяется составом его ФЕ. Аналогично определяется молярная масса эквивалентов вещества B – М_эк(B) масса

1 моль эквивалентов вещества. Отметим, что М_эк(В)=M(В)/Z(В),  т.е. молярная масса эквивалентов вещества в z раз меньше его молярной массы.

Газообразные вещества характеризуются также объемом, который они занимают при определенных условиях.

Молярный объем газа В, V(B), л/моль – объем, который занимает 1 моль газа. При нормальных условиях (Т = 273 К, Р = 101,3 кПа) молярный объем любого газа -V⁰(B) = 22,4 л/моль.

Молярный объем эквивалентов газообразного вещества -объем, занимаемый 1 молярной массой экививалентов газообразного вещества. V_эк газа  н.у. всегда в z раз меньше объема 1 моль V⁰(B):

= 22,4 л /Z(B)

(О₂) = 5,6 л/моль; (Н₂) = 11,2 л/моль

Химия основана на универсальных законах природы (закон сохранения энергии), использует знания других наук (газовые законы и др.). Существуют у химии и свои законы.

Закон сохранения массы веществ (для приведенной выше реакции):

m(A) + m(B) = m(C) + m(D)

Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ (A и B) относятся между собой, как молярные массы их эквивалентов или молярные объемы экивалентов

или

n_эк(А) = n_эк(В) = n_эк(С) = n_эк(D)

Пример 1.1. Определить массу 3•10²¹ молекул MgO.

Решение.

1. n(MgO) = N(MgO)/N_A = 3•10²¹/6,02•10²³ = 5•10^–3 моль.

2. m(MgO) = n(MgO) •M(MgO) = 5•10^–3 •40 = 0,2 г.

Пример 1.2. При сжигании 2,28 г металла образовалось 3,78 г оксида. Определить М_эк.(Me).

Решение.

1. m(O₂) = m(оксида) – m(Me) = 3,78 – 2,28  = 1,5 г.

2. М_эк(О₂) = М(О₂)/Z(O₂) = 32/4 = 8 г/моль.

2. По закону эквивалентов:

, откуда г/моль.

Пример 1.3. Какое вещество останется частично непрореа-гировавшим в ходе реакции 32 г меди с 22,4 л кислорода (н.у.):

2Cu + O₂ = 2CuO

Решение.

1. Z(Cu) = 2, Z(O₂) = 4.

2. = 1 моль-экв.

3. n_эк(О₂) 4 моль-экв. n_эк(О₂) > n_эк (Сu), значит кислород останется в избытке.