Тема 1. Основные понятия и законы химии

1.1 Содержание программы

Предмет и значение химии. Основные понятия и законы стехиометрии: моль, молярная масса, химический эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента. Основные законы стехиометрии: закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, законы кратных и объемных отношений, газовые законы, закон эквивалентов.

В результате изучения темы студент должен знать важнейшие химические понятия: вещество, химический элемент, атом, молекула, относительные атомная и молекулярная массы, химический эквивалент; основные законы стехиометрии: сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов. Студент должен уметь вычислять: массовую долю химического элемента по формуле соединения; количество вещества, объем или массу по количеству вещества, объему или массе реагентов или продуктов реакции; эквивалент и фактор эквивалентности. Студент должен владеть навыками взвешивания веществ на технических весах и работы с лабораторным оборудованием.

1.2 Методические рекомендации к теме

Химия - наука, изучающая состав, строение, свойства и превращение веществ. В современной жизни, особенно в производственной деятельности человека, химия играет исключительно важную роль. Нет почти ни одной отрасли производства, не свя­занной с применением химии. Химические процессы лежат в основе переработки природных материалов и получения металлов, удобрений, синтетического каучука, пластмасс, волокон, красителей, лекарств и т.д. Для химической пере­работки природного сырья необходимо знать общие законы превращения веществ. Важным разделом химии является стехиометрия, изучающая количественный состав веществ и соотношения между количествами реагентов и продуктов химических реакций. Количественные соотношения устанавливаются на основе понятия моль, являющегося единицей измерения количества вещества. Моль – количество вещества, содержащее столько же структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода ¹²С. Масса одного моля вещества называется молярной массой (М). Молярная масса чаще всего выражается в г/моль и численно равна относительной молекулярной массе (М_r). Масса вещества m и количество вещества n cвязаны соотношением: m = n · M (1) В основе стехиометрических расчетов лежат следующие законы:

• сохранения массы веществ: общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе веществ, образующихся в результате реакции;

• кратных отношений:

если два элемента образуют друг с другом несколько хи­мических соединений, то массы одного из элементов, приходя­щиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа;

• постоянства состава: всякое чистое вещество молекулярного строения независимо от способов его получения имеет постоянный качественный и количественный состав;

• простых объемных отношений:

при постоянном давлении и температуре объемы реагирующих между собой газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа;

• Авогадро:

в равных объемах различных газов при одинаковых температурах и давлении содержится одинаковое число молекул;

из закона Авогадро следует:

1. при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Нормальными условиями (сокращенно н.у.) для газов считают давление P₀=101,3 кПа = 1 атм и температуру T₀ = 273,15 К = 0 ⁰С. Объем 1 моля газа называется молярным объемом (V_m) и чаще всего выражается в л/моль. Объем газа (V) и количество вещества (n) связаны соотношением:

V = n · V_m (2)

2. плотности двух газов при одинаковых условиях прямо пропорциональны их молярным массам: ρ₁ / M₁ = ρ₂ / M₂ (3)

где ρ₁ и ρ₂ - плотности газов, M₁ и M₂ - молярные массы газов.

При решении задач часто пользуются относительными плотностями (D) газов, которые показывают во сколько раз один газ тяжелее другого. Так относительная плотность первого газа по второму можно рассчитать следующим образом: D₂(1) = ρ₁ / ρ₂ = M₁ / M₂. (4)

• эквивалентов:

массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов.

Химический эквивалент – это реальная или условная химическая частица, эквивалентная одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Число, показывающее, какая доля реальной частицы эквивалентна одному катиону водорода или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции, называют фактором эквивалентности – f_экв. Фактор эквивалентности: 1) кислот равен единице, деленной на число замещенных катионов водорода. Так в реакции Н₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O f_экв.(Н₂SO₄) = ½, а в реакции Н₂SO₄ + NaOH = NaНSO₄ + H₂O f_экв.(Н₂SO₄) = 1; 2) оснований равен единице, деленной на число замещенных гидроксид-ионов. В реакции Mg(ОН)₂ + НСl = MgOHCl + H₂O f_экв.[Mg(ОН)₂] = 1; 3) соли равен единице, деленной на произведение числа катионов металла и их заряда. Так f_экв.[Са₃(РО₄)₂] = 1/(3·2) = 1/6; 4) окислителя (восстановителя) равен 1, деленной на число принятых (отданных) электронов. Так в реакции каталитического окисления аммиака 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O степень окисления азота меняется с –3 до +2, так как молекула NH₃ теряет 5 электронов f_экв.(NH₃) = 1/5. Молярная масса эквивалента – масса 1 моль эквивалента. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества. Например, молярная масса эквивалента аммиака в реакции его окисления вычисляется следующим образом: М(1/5NH₃) = f_экв.(NH₃) ·M(NH₃); М(1/5NH₃) = М(1/5NH₃) = 1/5·17 = 3,4 г/моль.

Исходя из изложенного можно сделать выводы: 1) фактор эквивалентности – величина переменная. Эквивалент одного и того же вещества может быть различным в зависимости от реакции, в которой участвует это вещество, 2) молярные массы эквивалентов одноосновных кислот и однокислотных оснований численно равны их молярным массам.