ЗМІСТ
1 ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ І ЗАКОНИ ХІМІЇ………………………………4
Лабораторна робота № 1………………………………………………10
Лабораторна робота № 2……………………………………………....13
2 ЕНЕРГЕТИКА ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ………………………………..18
Лабораторна робота № 3………………………………………………23
3 ХІМІЧНА КІНЕТИКА ТА ХІМІЧНА РІВНОВАГА…………………29
3.1 Швидкість хімічної реакції………………………………………..29
3.2 Кінетика оборотних реакцій…………………………………........30
Лабораторна робота № 3…………………………………………........34
4 РОЗЧИНИ……………………………………………………………….38
4.1 Гідроліз розчинів солей………………………………………........38
Лабораторна робота № 5…………………………………………........42
4.2 Концентрація розчинів…………………………………………….45
Лабораторна робота № 6…………………………………………........47
5 ТВЕРДІСТЬ ВОДИ ТА МЕТОДИ ІЇ УСУНЕННЯ…………………...49
Лабораторна робота № 7………………………………………………52
6 ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ……………………………………….54
Лабораторна робота № 8………………………………………………56
7 ХІМІЧНІ ДЖЕРЕЛА СТРУМУ……………………………………….59
Лабораторна робота № 9………………………………………………60
8 КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ…………………………………………………...64
8.1 Захист металів і сплавів від корозії……………………………….67
Лабораторна робота № 10…………………………………………......70
9 ЕЛЕКТРОЛІЗ…………………………………………………………...74
Лабораторна робота № 11…………………………………………......74
СПИСОК РЕКОМЕНДОВАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ…………………….....77
1 Основні поняття і закони хімії Теоретична частина
Відносною молекулярною Мr (або атомною Аr) масою речовини називають відношення маси молекули (або атома) m0 даної речовини до 1/12 маси атома Карбону – 12 mc:
|
Мr = m0/(1/12 mc) |
(1.1) |
Символ Мг, запропонований ІЮПАК, свідчить про відносний характер молекулярної маси (r-relative – відносний).
Нині відносні атомні маси всіх хімічних елементів визначено досить точно. Додавши відносні атомні маси елементів, які входять до складу молекули чи формульної одиниці, можна обчислити відносну чи формульну молекулярну масу тієї чи іншої хімічної речовини.
Чим більше атомів або молекул міститься в речовині, тим більша її маса. Число молекул у макроскопічних тілах надзвичайно велике, тому прийнято позначати не абсолютне число атомів і молекул, а відносне. Число молекул або атомів у даній речовині порівнюють з числом атомів, що містяться в 0,012 кг Карбону.
Відносне число атомів і молекул у речовині характеризують фізичною величиною, яку називають кількістю речовини.
Кількість речовини ν – це відношення числа молекул N, що містяться в даній речовині, до числа NA атомів у 0,012 кг Карбону:
|
ν = N/NA |
(1.2) |
Якщо речовина складається з окремих атомів, які не сполучені в молекули, то під числом молекул розуміють число атомів.
Кількість речовини виражають у молях. Моль – це кількість речовини, яка містить стільки молекул, атомів, іонів або інших структурних одиниць, скільки атомів міститься у 0,012 кг нукліда Карбону 12С.
Якщо, наприклад, кількість речовини дорівнює 2 моль, то це означає, що число структурних одиниць у речовині вдвічі більше, ніж число атомів у 0,012 кг нукліда Карбону 12С.
Застосовуючи поняття «моль», потрібно в кожному конкретному випадку зазначати, про які саме структурні одиниці йдеться. Наприклад, слід розрізняти поняття моль атомів Н, моль молекул Н2, моль іонів Н+. Число структурних одиниць, що міститься в одному молі будь-якої речовини, називають числом Авогадро (на честь італійського вченого-фізика). Це число визначено з великою точністю різними методами, воно дорівнює 6,02*1023 моль-1. Якщо кількість речовини v = 2 моль, то число молекул у ній дорівнюватиме:
|
N = νNA = 12,04 • 1023 |
(1.3) |
Число молекул в одному кіломолі речовини становить 6,02*1023 моль-1. Крім відносної молекулярної маси Мг у хімії і фізиці широко застосовують поняття молярної маси М.
Молярною масою називають масу речовини, взятої в кількості один моль. Згідно з цим визначенням, молярна маса дорівнює добутку маси молекули на число Авогадро:
|
М = m0NA |
(1.4) |
Масу m будь-якої кількості речовини v можна обчислити за формулою:
|
m = m0N = m0νNA = νM |
(1.5) |
Знаючи молекулярну чи формульну масу речовини та атомні маси елементів, що входять до складу її молекули, можна встановити хімічну формулу речовини, розрахувавши, в яких кількостях речовини взаємодіють між собою.
Молекулярну масу газуватих речовин визначають експериментально, встановлюючи їх масу, об'єм, тиск, температуру, і обчислюють за відповідними газовими законами.
Найпершими було визначено молекулярні маси газуватих речовин. Для визначення відносної молекулярної маси речовини слід знайти молярну масу, що чисельно дорівнює їй.
Найпростіший метод визначення молекулярної маси речовини ґрунтується на законі Авогадро:
однакові об 'єми різних газів за одних і тих самих умов містять однакове число молекул.
Отже, маси однакових об'ємів двох різних газів m1 і m2 відносяться між собою як молекулярні або молярні маси цих газів, тобто
|
m1/m2 = Мr1/Мr2 = М1/М2, |
(1.6) |
де Мr1 і Мr2, М1 і М2,– відповідно відносні молекулярні і молярні маси двох газів.
Відношення m1/m2 показує, у скільки разів один газ важчий за інший за одних і тих самих умов. Це відношення називають відносною густиною першого газу за другим і позначають літерою D:
|
D = Мr1/Мr2 |
(1.7) |
звідки Mrl = DMr2.
Молекулярна маса газу дорівнює добутку його густини відносно іншого газу на молекулярну масу цього газу.
Густини різних газів часто визначають відносно водню як найлегшого з газів. Тоді молекулярну масу досліджуваного газу можна обчислити за формулою:
|
Мr = 2 DH2, |
(1.8) |
де DH2 – густина досліджуваного газу за воднем; 2 – молекулярна маса водню.
Молекулярну масу газу обчислюють також за його густиною за киснем (Мr = 32) або за повітрям (середня молекулярна маса повітря Мrпов = 29):
|
Мr = 32 DО2 , |
(1.9) |
|
Mr=29Dпов |
(1.10) |
Вимірювання об'ємів різних газів дало змогу встановити, що один моль будь-якого газу за нормальних умов займає в середньому об'єм 22,4 л або 0,0224 м3/моль. Цей об'єм називають молярним об'ємом газу.
Молярну масу речовини, а отже, і відносну молекулярну масу можна визначити, користуючись поняттям про молярний об'єм речовини в газуватому стані. Для цього достатньо знати об'єм V0 даної маси газу m за нормальних умов і обчислити масу 22,4 л цього газу.
Якщо об'єм газу виміряно за умов, що відрізняються від нормальних, то для приведення його до нормальних умов використовують універсальне рівняння стану газу, яке об'єднує закони Бойня-Маріотта і Гей-Люссака:
|
PV/T = P0V0/T0, |
(1.11) |
де V – об'єм газу за тиску Р і температури Т; V0 – об'єм газу за нормальних умов (Т0 = 273 К; P0 = 101 325 Па).
Молярну масу можна також обчислити за рівнянням Клапейрона-Менделєєва, яке виводять з універсального рівняння стану газу:
|
PV = m/M•RT, |
(1.12) |
де Р – тиск газу, Па; V – об'єм газу, м3; m – маса речовини, г; М – молярна маса речовини, г/моль; Т – абсолютна температура, К; R – універсальна газова стала, що дорівнює 8,31 Дж/(моль∙К).
Значення R змінюється залежно від одиниць вимірювання тиску та об'єму: R = 62 360 мм рт. ст. ∙ мл,/(моль ∙ К), якщо тиск виміряно в міліметрах ртутного стовпа, а об'єм – у мілілітрах; R= 0,082 атм ∙ л/(моль ∙ К), якщо тиск виміряно в атмосферах, а об'єм – у літрах.
Значення молекулярних мас, визначені цими способами, не зовсім точні, оскільки застосовані для обчислень газові закони і рівняння справедливі лише для дуже розріджених або ідеальних газів. Точніші обчислення роблять на підставі аналізу речовин.
Еквівалентом елемента називають таку його кількість, яка сполучається і одним молем атомів Гідрогену або заміщує таку саму кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.
Масу одного еквівалента елемента називають молярною масою еквівалента.
Наприклад, у сполуках HF, H2О, NH3 еквіваленти Флуору, Оксигену та Нітрогену дорівнюють І; 1/2; 1/3 моль, а молярні маси їхніх еквівалентів відповідно 18,99; 8; 4,67 г/моль.
Еквівалентом складної речовини називають таку її кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом Гідрогену або з одним еквівалентом. будь - якої іншої речовини.
Зрозуміло, що в хімічних реакціях різні індивідуальні речовини беруть участь у строго еквівалентних кількостях. У цьому і полягає закон еквівалентів: хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують між собою у кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам.
|
|
(1.13) |
|
|
(1.14) |
,
Щоб
визначити еквівалент елемента, не
обов'язково мати його сполуку з Гідрогеном.
Еквівалент елемента можна обчислити
за складом сполуки цього елемента з
будь-яким іншим елементом, еквівалент
якого відомий (так званий прямий
метод).
Нехай
у m
г сполуки
АВ
міститься
m1
г елемента
А,
а
еквівалент елемента В
дорівнює
ЕB.
Тоді
еквівалент елемента А
можна
обчислити за пропорцією
ЕА — m1
ЕB — (m-m1), звідки
|
ЕА = ЕB• m1/(m-m1), |
(1.15) |
де (m-m1) — вміст елемента В у сполуці АВ.
Для визначення еквівалента застосовують також метод витіснення. За цим методом, як правило, обчислення ведуть за воднем. Беруть до уваги масу металу, що витісняє водень з води, кислоти або лугу, і масу витісненого водню:
|
E= m1/m, |
(1.16) |
де m1 —- маса металу, г; m — маса витісненого водню, г.
Якщо один елемент утворює з іншим не одну, а кілька сполук, то його еквівалент не є сталою величиною. Проте в усіх цих випадках різні еквіваленти одного й того самого елемента відносяться один до одного як невеликі цілі числа. Як для елементів, так і для хімічних сполук характерні кілька різних еквівалентів та молярних мас еквівалентів. Наприклад, сульфатна кислота з гідроксидом калію може взаємодіяти з утворенням кислої або середньої солі:
H2S04 + КОН = KHS04 + H20;
H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2Н20.
У першому випадку молярна маса еквівалента сульфатної кислоти дорівнює 98 г/моль, оскільки в реакцію вступає така її кількість, яка відповідає одному молю атомів Гідрогену, у другому – молярна маса еквівалента H2S04 дорівнює 49 г/моль, оскільки маса сульфатної кислоти, що реагує з гідроксидом калію, відповідає двом молям атомів Гідрогену.
Молярні маси еквівалентів елементів зв'язані з їхніми атомними масами та валентністю формулою:
|
А = Мекв•B, |
(1.17) |
де А – атомна маса елемента; Мекв – молярна маса еквівалента; B – валентність елемента.
Атомні маси елементів завжди сталі, а молярні маси їхніх еквівалентів залишаються сталими тільки в тих елементів, які мають сталу валентність.