Khimia_2

ГОСУДАРСТВЕННОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«БЕЛОРУССКО-РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Кафедра «Технологии металлов»

ХИМИЯ

Методические указания к практическим занятиям и для самостоятельной подготовки студентов всех специальностей дневной и заочной форм обучения

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Могилев 2011

УДК 54 ББК 24

Х 46

Рекомендовано к опубликованию учебно-методическим управлением

ГУ ВПО «Белорусско-Российский университет»

Одобрено кафедрой «Технологии металлов» «25» мая 2010 г., протокол № 10

Составители: канд. хим. наук, доц. И. М. Лужанская; канд. биол. наук, ст. преподаватель И. А. Лисовая

Рецензент канд. хим. наук И. В. Гарист

В методических указаниях рассмотрены основные понятия и законы химии, сопровождающиеся примерами, формулами, расчетами. Представлены примеры решения типовых задач. Приведены контрольные вопросы и задачи, отвечающие требованиям, предъявляемым к уровню освоения материала, изложенного в методических указаниях.

	Учебное издание
	ХИМИЯ
Ответственный за выпуск		Д. И. Якубович
Технический редактор		А. Т. Червинская
Компьютерная верстка		И. А. Алексеюс
Подписано в печать	. Формат 60х84/16. Бумага офсетная. Гарнитура Таймс.
Печать трафаретная. Усл.-печ. л.	. Уч.-изд. л.	. Тираж 180 экз. Заказ №

Издатель и полиграфическое исполнение Государственное учреждение высшего профессионального образования

«Белорусско-Российский университет» ЛИ № 02330/375 от 29.06.2004 г. 212000, г. Могилев, пр. Мира, 43

©ГУ ВПО «Белорусско-Российский университет», 2011

3

1 Основные понятия химии

Химия – одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также фундаментальных законах, которым эти превращения подчиняются.

Вещество – вид материи, которая обладает массой покоя. Состоит из элементарных частиц: электронов, протонов, нейтронов, мезонов и др. Химия изучает главным образом вещество, организованное в атомы, молекулы, ионы и радикалы. Такие вещества принято подразделять на простые и сложные (химические соединения).

1.1 Простые и сложные вещества. Аллотропия

Простые вещества образованы атомами одного химического элемента и поэтому являются формой его существования в свободном состоянии; например, сера, железо, озон, алмаз, азот.

Сложные вещества образованы разными элементами и могут иметь состав постоянный (стехиометрические соединения или дальтониды) или меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения или бертоллиды).

Химический элемент – множество атомов с одинаковым зарядом ядра, числом протонов, совпадающим с порядковым номером в Периодической системе элементов Менделеева. Каждый химический элемент имеет свое название и символ.

Атом – наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Понятие простое вещество нельзя отождествлять с понятием химический элемент. Свойства химического элемента относятся к его отдельным атомам. Свойства простого вещества: плотность, растворимость, температуры плавления и кипения – относятся к совокупности атомов. Один и тот же химический элемент может существовать в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией, а образующие вещества – аллотропными модификациями или аллотропными формами.

Химический элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород и озон, элемент углерод – четыре аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами: различным числом атомов в молекуле (например, кислород О2 и озон О3) либо образованием различных кристаллических форм (например, углерод образует аллотропные модификации, такие как алмаз, графит, карбин, фуллерен).

В структуре алмаза каждый атом углерода расположен в центре тет-

4

раэдра, вершинами которого служат четыре ближайших атома.

Вкристаллической структуре графита атомы углерода формируют шестиугольные кольца, образующие, в свою очередь, прочную и стабильную сетку, похожую на пчелиные соты. Сетки располагаются друг над другом слоями, которые слабо связаны между собой.

Вмолекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки либо тройными и одинарными связями, либо двойными связями.

Вфуллерене плоская сетка шестиугольников свернута и сшита в замкнутую сферу. Атомы углерода, образующие сферу, связаны между собой сильной связью.

Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из химических элементов. Так, водород и кислород, входящие в состав воды, содержатся в воде не в виде газообразных водорода и кислорода с их характерными свойствами, а в виде элементов – водорода и кислорода.

Вещества подразделяются на вещества молекулярного и немолекулярного строения.

Вещества молекулярного строения – это вещества, основной структурной единицей которых является молекула.

Вещества немолекулярного строения – это вещества, основными структурными единицами которых являются атомы или ионы.

Для отображения качественного и количественного состава вещества используется формульная единица.

Формульная единица (ФЕ) – реальная или условная частица, обозначаемая химической формулой.

Химическая формула – условная запись состава вещества при помощи химических символов и индексов.

Формульной единицей вещества молекулярного строения является молекула.

Молекула – электронейтральная частица вещества, представляющая собой замкнутую совокупность конечного числа атомов, связанных между собой силами ковалентной связи и образующих определенную структуру.

Формульной единицей простого вещества немолекулярного строения является атом. Например, формульная единица кремния – атом Si.

Формульной единицей сложного вещества немолекулярного строения является «условная молекула». Например, формульной единицей оксида кремния является условная частица, состоящая из одного атома кремния (Si ) и двух атомов кислорода (О). Она является условной потому, что

вкристалле оксида кремния(IV) нет отдельных молекул SiO2, он состоит из множества атомов кремния и кислорода. Но весь кристалл можно условно разделить на группы, в каждой из которых будет один атом Si и два атома О. Таким образом, формульная единица оксида кремния (IV) –

условная, реально не существующая частица – SiO2.

Если вещество немолекулярного строения образует ионную кристал-

5

лическую решетку, например хлорид натрия. Его формульной единицей будет условная частица, состоящая из одного иона Na+ и одного иона Cl-. Она является условной потому, что в кристалле хлорида натрия нет молекул NaCl, так как он состоит из ионов. Но весь этот кристалл можно разделить на группы ионов, в каждой из которых будет один ион Na+ и один ион Cl-. Следовательно, формульной единицей хлорида натрия является условная частица, состоящая из двух ионов – NaCl.

1.2 Относительная атомная масса

Современные методы исследования позволяют определить чрезвычайно малые массы атомов с большой точностью. Так, например, масса атома водорода составляет 1,674 10-27 кг, углерода – 1,993 10-26 кг.

В химии традиционно используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. Относительными они называются потому, что вычисляются по отношению к массе эталона. В настоящее время в качестве эталона выбрана 1/12 часть абсолютной массы атома изотопа углеро-

да 12С – атомная единица массы (сокращенно а.е.м.).

а.е.м. = ma(12C)/12 = 19.9272 · 10-27 кг/12 = 1,66 · 10-27 кг = 1,66 · 10-24 г

Относительная атомная масса – безразмерная величина, равная

отношению абсолютной массы данного атома к 1/12 части массы изотопа углерода 12С.

Химические элементы в природе представляют собой смесь изотопов с различной массовой долей. Исходя из этого, под абсолютной массой атома химического элемента подразумевается средняя величина.

Средняя абсолютная масса атома элемента – масса атома элемен-

та, выраженная в кг, вычисленная с учетом его изотопного состава.

Относительная атомная масса элемента (или просто атомная мас-

са) – безразмерная величина, равная отношению средней абсолютной массы атома элемента к 1/12 части массы изотопа 12С.

Атомные массы элементов обозначают Аr, где индекс r – начальная буква английского слова relative – относительный. Записи Ar(H), Ar(O), Ar(C) – это относительная атомная масса водорода, относительная атомная масса кислорода, относительная атомная масса углерода соответственно.

1.3 Относительная молекулярная масса

Относительной молекулярной массой вещества Мr называется

величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода 12С.

Молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных

6

масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома 12С. Так, молекулярная масса кислорода Mr(O2) равна 32. Это означает, что масса молекулы кислорода в 32 раза больше, чем 1/12 массы атома 12C.

К сложным веществам немолекулярного строения нельзя применить понятие «относительная молекулярная масса». Поскольку структурными единицами таких веществ являются не молекулы, а условные формульные единицы, к ним применим термин «относительная формульная мас-

са» (Мfr).

Относительная формульная масса – величина, равная отношению массы одной формульной единицы вещества к 1/12 части массы изотопа 12С.

1.4 Моль. Молярная масса

В химических процессах участвуют мельчайшие частицы – молекулы, атомы, ионы, электроны. Число таких частиц даже в малой порции вещества очень велико. Поэтому, чтобы избежать математических операций с большими числами, для характеристики количества вещества, участвующего в химической реакции, используется специальная единица – моль.

Моль – количество вещества, содержащее в своем составе столько атомов, молекул, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода 12С.

Число атомов в 0,012 кг углерода, или в 1 моль называется числом Авогадро NA и составляет 6,02 · 1023.

Исходя из этого можно сказать, что моль – это количество вещества, которое содержит 6,02 1023 структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.)

Применяя понятие моль, необходимо в каждом конкретном случае точно указать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, моль атомов Н, моль молекулы H2, моль ионов H+.

Масса одного моля вещества называется молярной массой веще-

ства M.

Масса вещества (m) численно равна произведению его количества (n) на молярную массу:

m = n · M.

Поскольку в одном моле любого вещества содержится одинаковое количество структурных единиц, то молярная масса вещества пропорциональна массе соответствующей структурной единицы, т. е. относительной молекулярной массе Мr:

7

М = К · Мr.

К= 1, т. к. для углерода Мr = 12 а. е. м., а молярная масса равна 12 (по определению понятия моля), следовательно, численные значения

М(г/моль) = Мr.

Отсюда следует, что молярная масса вещества, выраженная в граммах, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная масса.

1.5 Эквивалент. Фактор эквивалентности. Молярная масса эквивалента

Эквивалент Э – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна (то есть равноценна) одному атому или иону водорода в обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Частица вещества, называемая эквивалентом, может быть равна или

вцелое число раз меньше формульной единицы, соответствующей данному веществу.

Итак же, как состав молекул, атомов или ионов, состав эквивалента выражается с помощью химических знаков и формул.

Для того чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции,

вкоторой участвует данное вещество.

Приведены несколько примеров определения формулы эквивалента. В обменной реакции

KOH + HCl = KCl + H2O;

(1)

K+ + OH–+ H+ + Cl– = K+ + Cl– + H2O;

H+ + OH– = H2O

с одним ионом водорода реагирует один ион гидроксила.

Согласно определению эквивалента, Э(ОН–) = ОН–, а эквивалент гидроксида калия будет соответственно равен формульной единице КОН:

Э(КОН) = КОН.

8

В обменной реакции

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

(2)

Ca2+ + 2OH– + 2H+ + 2Cl– = Ca2+ + 2Cl– = 2H2O

один ион водорода эквивалентен 1/2 иона Ca2+, одному иону OH– и одному

иону Cl–.

Следовательно, Э(Cl–) = Cl–; Э(Са2+) = 1/2Са2+; Э(ОН–) = ОН–. Вместе с тем, согласно молекулярному уравнению, с одной молеку-

лой гидроксида кальция взаимодействует две молекулы соляной кислоты, то есть два иона водорода. Следовательно, один ион водорода потребуется на взаимодействие с 1/2Са(ОН)2. Тогда по определению эквивалентом гидроксида кальция является частица, равная 1/2 формульной единицы, то есть 1/2Са(ОН)2.

В реакции восстановления катиона цинка

Zn2+ + 2e = Zn0

(3)

с одним ионом цинка взаимодействуют два электрона, следовательно, одному электрону эквивалентна 1/2 иона Zn2+ и Э(Zn2+) = 1/2Zn2+.

В реакции

Fe3+ + e = Fe2+	(4)
ион Fe3+ реагирует с одним электроном, и, соответственно,
Э(Fe3+) = Fe3+.
В реакции
Fe3+ + 3e = Fe0	(5)

ион Fe3+ присоединяет три электрона, следовательно, Э(Fe3+) = 1/3Fe3+. Число, показывающее, какая часть формульной единицы вещества

соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности fэ.

По реакции (1): fэ(OH − ) = 1; fэ(КOH) = 1.

По реакции (2): fэ(OH − ) = 1; fэ(Cа2+) = 1/2; fэ(Cа(ОН)2) = 1/2. По реакции (3): fэ(Zn2+) = 1/2.

По реакции (4): fэ(Fe3+) = 1. По реакции (5): fэ(Fe3+) = 1/3.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо части-

9

цы, где фактор эквивалентности записывается как коэффициент перед формулой частицы:

fэ (формульная единица вещества) = эквивалент.

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества меняется в зависимости от того, в какую реакцию он вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит.

Фактор эквивалентности химического элемента

fэ = В1 ,

где B – валентность элемента в данном соединении.

Например, в H2S – fэ(S) = 1/2, Э(S) = 1/2; в NH3 – fэ(N) = 1/3, Э(N) = 1/3N; в AlCl 3 – fэ(Al) = 1/3, Э(Al) = 1/3Al, fэ(Cl) = 1, Э(Cl) = Cl.

Фактор эквивалентности кислоты зависит от ее основности, кото-

рая определяется числом ионов водорода, замещающихся в реакции на атомы металла (n(H+)):

fэ = n(H1 +) .

Если кислота многоосновная, то fэ может принимать различные значения. Например, в реакции

H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O

(6)

серная кислота обменивает на металл один атом водорода, поэтому

fэ(Н2SO4) = 1, Э(H2SO4) = H2SO4.

В реакции

H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O

(7)

серная кислота обменивает на металл два атома водорода, т. е. ведет себя как двухосновная кислота, поэтому fэ(H2SO4) = 1/2, Э(H2SO4) = 1/2H2SO4.

Фактор эквивалентности основания зависит от кислотности осно-

вания, которая определяется числом гидроксильных групп, обменивающихся в реакции на кислотный остаток (n(OH–):

10

fэ = n(О1H−) .

Для многокислотных оснований fэ – величина переменная и зависит от условий проведения реакции. Например, в реакции

Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O

(8)

гидроксид алюминия обменивает одну гидроксильную группу на кислот-

ный остаток, поэтому fэ(Al(OH)3) = 1, Э(Al(OH)3) = Al(OH)3.

В реакции

Al(OH)3 + 2HCl = Al(OH)Cl2 + 2H2O

(9)

гидроксид алюминия обменивает две гидроксильные группы на кислотный остаток, поэтому fэ(Al(OH)3) = 1/2, Э(Al(OH)3) = 1/2Al(OH)3.

В реакции

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

(10)

гидроксид алюминия обменивает три гидроксильные группы на кислотный остаток, поэтому fэ(Al(OH)3) = 1/3, Э(Al(OH)3) = 1/3Al(OH)3.

Фактор эквивалентности средней соли определяется формулой

fэ = В1n ,

где В – валентность металла; n – число атомов металла.

Например, fэ(Na2SO4) = 1/(1·2) = 1/2; fэ(Fe2SO4)3) = 1/(2·3) =1/6.

Фактор эквивалентности кислых и основных солей определяется исходя из уравнения реакции с учетом того, что вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах.

B реакции

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

(11)

одна молекула гидросульфата натрия взаимодействует с одним эквивален-

том NaOH, следовательно, fэ(NaHSO4) = 1, Э(NaHSO4) = NaHSO4.

В реакции

NaHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + NaCl + HCl

(12)