755

УДК 54 ББК 24.1

Борисова Т.Ф. Учебное пособие по общей химии /Т.Ф. Борисова. – Пермь: Издво ФГОУ ВПО «Пермская ГСХА», 2011. - 131 с.

В пособии изложены в сжатом виде основные положения теоретического курса общей химии. Оно является одновременно руководством и справочником. Здесь по каждой теме даѐтся необходимый теоретический материал и подробное описание решения основных типов задач. Также в данном издании приведены варианты контрольных заданий, предусмотренных программой изучения данной дисциплины.

Пособие предназначено для студентов заочного обучения агрономических специальностей сельскохозяйственных вузов.

Рецензенты:

Е.В.Пименова, к.х.н., доцент, зав. кафедрой экологии Пермской государственной сельскохозяйственной академии.

А.Б.Шеин, д.х.н., декан химического факультета Пермского государственного университета.

Печатается по решению методической комиссии агрохимического факультета

2

ВВЕДЕНИЕ

Химия является теоретической базой для изучения многих специальных дисциплин: агрохимия, физиология растений, биохимия, генетика и др.

Особенностью курса общей химии как дисциплины для студентовзаочников агрономических специальностей является то, что это курс должен быть небольшим по объѐму и достаточно полным и основательным для формирования у будущих специалистов сельского хозяйства целостного представления о теоретических основах и прикладном значении химии.

Целью данного издания является оказание помощи студентам в усвоении учебного материала по дисциплине «Общая химия», развитие у них навыков работы с учебным и справочным материалом.

Пособие предназначено для самостоятельной работы студентов заочного обучения, завершением которой должно быть выполнение индивидуального контрольного задания.

Впервом разделе пособия в краткой форме изложен весь основной курс общей химии:

- строение атома, периодический закон и периодическая система химических элементов;

- химическая связь; - химическая термодинамика;

- химическая кинетика и химическое равновесие; - растворы и электролитическая диссоциация; - окислительно-восстановительные реакции; - комплексные соединения.

Второй раздел «Решение расчѐтных задач» имеет прикладное значение: здесь приведены основные методы решения задач, применяемых для расчѐтов водородного показателя среды, при приготовлении растворов заданной концентрации, а также обработки результатов титриметрического анализа.

Втретьем раздела пособия приведены методические указания по выполнению контрольной работы, варианты контрольных работ и конкретные задания по каждой из изученных тем.

Необходимый для выполнения контрольной работы справочный материал приведен в Приложении. В пособии также имеются словарь основных химических терминов и список литературы, рекомендуемой для более глубокого изучения дисциплины.

3

Раздел 1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Глава 1. Основные понятия и законы химии

Важнейшие понятия:

Моль, постоянная Авогадро, молярная масса. Стехиометрические коэффициенты.

Законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, Авогадро, простых объемных отношений. Химический эквивалент, эквивалентная масса.

Закон эквивалентов.

В химических расчетах используется специфическая единица количества вещества – моль.

Моль(ν) – количество вещества, содержащее столько структурных единиц

(атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода

12С.

Один моль любого вещества содержит Na = 6,02·1023 молекул (Na - число Авогадро).

Молярная масса (М) – масса 1 моль вещества.

Молярную массу вещества легко сосчитать, если известна формула вещества, т.к. численно масса моля совпадает с молекулярной массой (Мr). Например, молярная масса азотной кислоты М(HNO3) = 63 г/моль.

Молярный объѐм V m – объѐм одного моль газообразного вещества.

Закон Авогадро: В равных объѐмах любых газов при одинаковых температурах и давлении, содержится одинаковое число молекул.

При нормальных условиях (н.у.: температура 273 К, давление 101,325 кПа или 760 мм рт.ст.) для любого газа V m = 22,4 л/моль.

Стехиометрические коэффициенты - числа, стоящие перед формулами веществ в уравнениях реакции.

Стехиометрические коэффициенты определяют соотношения количеств исходных веществ и продуктов реакции.

Закон сохранения массы: Общая масса веществ, вступивших в реакцию, равна общей массе продуктов реакции.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять химические уравнения и по ним производить расчѐты.

Закон кратных отношений: Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как

4

где Э1 и Э2 - атомы элементов, составляющих молекулу вещества; х, у – число атомов каждого элемента в молекуле, соответственно; А – атомные массы.

Закон постоянства состава: Любое химическое соединений имеет один и тот же количественный и качественный состав независимо от способа его получения.

Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химии введено понятие эквивалента.

Химический эквивалент (n) – количество вещества, химически равноценное (эквивалентное) 1 мольиону или 1-моль-атому водорода.

Эквивалент водорода n(H) = 1 моль-экв.

Эквивалентная масса(Э) – масса 1 моль-эквивалент вещества. Эквивалентную массу рассчитывают по формулам:

где М – молярная масса; с.о. – степень окисления;

n å – число принятых (или отданных) электронов;

Σс.о. металла – суммарная степень окисления металла (степень окисления металла, умноженная на количество атомов металла в молекуле).

Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам:

Задачи и упражнения

Пример 1. Рассчитать число моль и количество молекул в 40 г серной кислоты.

Дано: Решение:

m(H2SO4) = 40 г М(H2SO4) = 2·2 + 32 + 4·16=98 г/моль.

1. 1 моль весит 98 г

ν(H2SO4) =? ν моль – 40 г: N (H2SO4) = ?

5

ν(H2SO4) = 1 40 = 0,408 моль. 98

2. В 1 моль вещества содержится число Авогадро Na = 6,02·1023молекул,

отсюда 0,408 моль содержат N молекул:

N (H2SO4) = ν(H2SO4) = 0,408 · 6,02·1023 = 2,456·1023 молекул.

Ответ: ν(H2SO4) = 0,408 моль. N (H2SO4) = 2,456·1023 молекул H2SO4.

Пример 2. Рассчитать количество вещества и объѐм аммиака, содержащего

1,204·1024 молекул.

Пример 3. Вычислить а) эквивалентную массу серной кислоты; б) эквивалентную массу серной кислоты в реакции:

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O.

б) Эквивалентная масса серной кислоты в реакции рассчитывается с учетом

Пример 4. Оксид 2-х валентного металла содержит 71,43% металла. Определить металл и его эквивалентную массу.

6

3. По закону эквивалентов (1.7.) определим эквивалентную массу металла:

4. Найти атомную массу металла и определить металл:

А(Ме)= Э(Ме) · с.о. = 20 · 2 = 40 г/моль.

По данным таблицы Д.И.Менделеева определяем, что такую атомную массу имеет металл кальций.

Ответ: металл – кальций.

Пример 5. Вывести формулу оксида хрома, зная, что содержание хрома в этом веществе составляет 68,4%.

Соотношение x : y должно быть в виде целых чисел, поэтому сначала оба члена делим на наименьшее из них:

x : y = 1,321,32 : 1,321,98 1:1,5 .

Умножив, оба члена на 2, получаем:

x : y = 2 : 3.

Таким образом, формула оксида хрома: Cr2O3 Ответ: Cr2O3 – оксид хрома (III).

7

-- Амфотерные оксиды образуются металлами в степени окисления +3, +4 (Al2O3,, Cr2O3, MnO2 и др.), а также оксиды амфотерных элементов ВеО, ZnO и

В2О3, As2O3.

--Безразличные оксиды – небольшая группа оксидов неметаллов, которые не

образуют солей (CO, N2O, NO, SiO).

Гидроксиды – сложные вещества, являющиеся продуктами соединения оксидов с водой, полученные непосредственно или косвенным путем. В зависимости от их свойств в водных растворах гидроксиды делятся на основания, кислоты и амфотерные гидроксиды.

--Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из иона металла (или заменяющего его сложного иона NH4+) и одной или нескольких гидроксильных групп (KOH, Mg(OH)2, NH4OH и др.).

--Кислоты – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.

--Амфотерные основания – гидроксиды, обладающие двойственными свойствами: свойствами оснований и кислот.

Соли – сложные вещества, молекулы которых состоят из ионов металла (или основного остатка) и кислотного остатка. Различают средние, кислые, основные соли.

--Средние (нормальные) соли – продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла или гидроксильных групп основания на кислотный остаток.

--Кислые соли – продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла.

--Основные соли – продукт неполного замещения гидроксильных групп в основании на кислотный остаток.

2.2. Номенклатура неорганических соединений Название оксидов строится из слова «оксид» и из русского названия

элемента, образующего его, в родительном падеже. Если элемент проявляет переменную степень окисления, то она указывается в конце названия римской цифрой в скобках:

K2O – оксид калия FeO – оксид железа (II)

Fe2O3 – оксид железа (III)

Название оснований составляется из слова «гидроксид» и названия металла (с указанием степени окисления металла, если она переменная, римской цифрой в скобках):

KOH – гидроксид калия Fe(OH)2 – гидроксид железа(II) Fe(OH)3 – гидроксид железа(III).

9