Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основные понятия и законы химии. Классификация сложных неорганических веществ. Учебное пособие
.pdf
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО МОРСКОГО И РЕЧНОГО ТРАНСПОРТА
ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ
УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МОРСКОЙ УНИВЕРСИТЕТ
ИМЕНИ АДМИРАЛА Ф.Ф.УШАКОВА»
ИНСТИТУТ ВОДНОГО ТРАНСПОРТА ИМЕНИ Г.Я.СЕДОВА
О.В. Фисенко
Н.Ю. Жабинская
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.
КЛАССИФИКАЦИЯ СЛОЖНЫХ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
ВЕЩЕСТВ
Учебное пособие
Допущено кафедрой «Математики, естественнонаучных и
общепрофессиональных дисциплин» в качестве учебного пособия для
студентов СПО и ВПО, обучающихся по специальностям
«Эксплуатация судовых энергетических установок» и «Судовождение»
Протокол № 8 от «30» апреля 2015 г.
Ростов-на-Дону
2015
УДК 541
ББК 24.1
Ф 63
Фисенко О.В., Жабинская Н.Ю.
Ф Основные понятия и законы химии. Классификация сложных
неорганических веществ: учебное пособие. - Ростов н/Д: Институт водного
транспорта имени Г.Я.Седова, 2015. - 50 с.
Учебное пособие содержит основные положения атомно-молекулярной
теории, основные понятия и законы химии, стехиометрические расчеты в
химии, классификацию веществ, химических реакций и сложных
неорганических соединений. Рассмотрены основные свойства и способы
получения оксидов, оснований, кислот и солей. Приведены примеры решения
задач по атомно-молекулярной теории, составления уравнений химических
реакций и расчетов по ним.
Предназначено для курсантов СПО и в качестве вспомогательного
материала для курсантов ВПО специальностей «Эксплуатация судовых
энергетических установок» и «Судовождение»
Рецензент: доцент кафедры «Химии» ДГТУ, к.х.н. А.И.Соколенко
УДК 541
ББК 24.1
ISBN 978-586216-343-8
© Институт водного транспорта имени Г.Я. Седова, 2015
© О.В. Фисенко, Н.Ю. Жабинская
I.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ……...……………………....
4
1.
Атомно-молекулярное учение. Количественные характеристики
вещества…………………………………………………………………
4
2.
Основные стехиометрические законы и расчеты в
химии………………
10
2.1. Законы, описывающие поведение
газов……………………………..
10
2.2. Определение молекулярной массы газов (паров)………………...
13
2.3. Химический эквивалент. Закон эквивалентов…………………...
16
2.4. Простые и сложные вещества. Химические формулы…………..
19
2.5. Стехиометрические расчеты по химическим формулам………...
21
2.6. Химические
реакции…………………………………………………
23
2.7. Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям………
25
II.
КЛАССИФИКАЦИЯ ВЕЩЕСТВ. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
………………………………………………………………...
29
1. Оксиды…………………………………………………………………….
30 2. Основания…………………………………………………………………
33
3. Кислоты……………………………………………………………………
36
4. Амфотерные гидроксиды………………………………………………...
40 5. Соли………………………………………………………………………..
40
6. Генетическая связь классов неорганических соединений……………..
46
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК……………………………………………...
50
ОГЛАВЛЕНИЕ
3
I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
1. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ
ХАРАКТЕРИСТИКИ ВЕЩЕСТВА.
Атомно-молекулярное учение развил впервые в химии великий русский
ученый М.В.Ломоносов в виде корпускулярной теории (он называл молекулы
"корпускулами", а атомы "элементами"). Основные положения этого учения
изложены в работе "Элементы математической химии" (1741) и ряде других.
Так как работы М.В.Ломоносова долго не были переведены с
древнеславянского языка, то основоположником атомно-молекулярного учения
считают английского ученого Джона Дальтона, который лишь через 67 лет
после Ломоносова применил атомистическое учение в химии. Он изложил
основные положения атомистики в книге "Новая система химической
философии" (1808). В своей основе учение Дальтона повторяет учение
Ломоносова, но именно Д.Дальтон ввёл в химию представление об атомах, как
о мельчайших частицах, из которых образованы все вещества. Атомномолекулярное учение в химии окончательно утвердилось лишь в середине XIX
в. и является одной из основ научной химии. На международном съезде
химиков в г. Карлсруэ в 1860 г. были приняты определения понятий молекулы
и атома.
Основные положения атомно-молекулярного учения заключаются в
следующем. Все вещества состоят из химически неделимых частиц - атомов.
Атомы могут соединяться между собой, образуя молекулы - частицы, состоящие из разного числа атомов. Молекула - наименьшая частица
вещества, сохраняющая его химические свойства, его химическую
индивидуальность. Все молекулы одного вещества одинаковы, но отличаются
от молекул любого другого вещества составом, массой, размером, строением и
химическими свойствами. Частицы - молекулы и атомы - находятся в
непрерывном движении. С повышением температуры скорость движения
молекул увеличивается.
Классическое атомно-молекулярное учение сформировалось до того, как
была доказана сложность строения атома и появились методы исследования
строения молекул. Поэтому оно представляло молекулы как бесструктурные,
учитывая только их состав, не принимая во внимание их строение. Например, с
позиций атомно-молекулярного учения не рассматривалось, каким образом в
молекуле воды расположены два атома водорода и атом кислорода и как они
связаны между собой. Тем не менее уже классическое атомно-молекулярное
учение объяснило существование различных агрегатных состояний вещества;
4
соотношение объемов реагирующих газообразных веществ (например, то, что
для образования воды должны реагировать два объема водорода с одним
объемом кислорода) позволило сформулировать законы, описывающие
поведение газов и т. д.
В настоящее время мы знаем, что химические свойства молекулы
определяются ее составом и химическим строением, что атом - это
электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного
атомного ядра и отрицательно заряженных электронов. Химические
свойства элемента определяются строением его атома. Значение заряда ядра
служит отличительным признаком для различных видов атомов, что позволяет
дать более полное определение понятия элемента: Химический элемент - это
определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Согласно современным представлениям из молекул состоят вещества в
газообразном и парообразном состоянии (например, O2, N2, Cl2, H2, HCl, NH3,
CH4, H2S, CO2, H2O). В твердом состоянии из молекул состоят лишь вещества,
кристаллическая решетка которых имеет молекулярную структуру (S8, P4, I2).
Большинство же твердых неорганических веществ не имеет молекулярной
структуры: их решетка состоит не из молекул, а из других частиц (ионов,
атомов); они существуют в виде макротел (кристалл хлорида натрия, кусок
меди, кварц и др.). Не имеют молекулярной структуры соли, оксиды металлов,
неметаллы – бор, кремний, углерод-алмаз, фосфор черный и красный и др.),
оксид кремния (IV), свободные металлы и их сплавы. Но часто для удобства
прибегают к условности, применяя понятие "молекула" и к веществам с
немолекулярным строением; в этом случае под "молекулой" подразумевают
некоторую простую структурную единицу вещества. Например,
кристаллическая решётка оксида кремния (IV) – атомная. Многократно
повторяющаяся cтруктурная единица этой
решетки - один атом кремния, соединенный с
двумя атомами кислорода, поэтому условно
формулу оксида кремния (IV) записывают как
SiО2, хотя более верно было бы (SiO2)n.
Кристаллическая решетка хлорида натрия – ионная, в качестве структурной
единицы рассматривают один катион натрия Na+,
соединённый с одним анионом хлора Cl-, поэтому
формула условно записывается как NaCl.
Следовательно, определение молекулы как
наименьшей частицы вещества, сохраняющей его
5
химические свойства, справедливо лишь для тех веществ, которые состоят из
молекул. В свою очередь, и молекулы, и вещества с немолекулярной
структурой состоят из атомов. Атомы можно определить как химически
неделимые частицы, из которых состоят молекулы или кристаллы веществ. В
противоположность атомам, молекулы химически делимы. При химических
реакциях молекулы исходных веществ распадаются на атомы, которые
соединяются по-другому и образуются вещества с новым качественным и
количественным составом.
Между молекулами действуют силы как притяжения, так и
отталкивания. Величина этих сил существенно различается в зависимости от
агрегатного состояния вещества.
В состоянии газа или пара вещество состоит из отдельных молекул. Эти
молекулы хаотически движутся, соударяясь друг с другом, и свободно
распространяются в пространстве, силы притяжения и отталкивания
минимальны.
В жидкостях молекулы также хаотически движутся, но могут
перемещаться лишь в пределах некоторого объема, ограниченного
поверхностью раздела между жидкостью и окружающей ее средой.
В твердом теле узлы кристаллической решетки (атомы, ионы, молекулы)
совершают колебательные движения, лишь изредка меняя свое положение. Как
и жидкость, твердое тело занимает определенный объем, соответствующий
данным условиям (температура и давление). В противоположность жидкости,
твердое тело имеет также определенную форму.
Так как в газах молекулы разделены большими, по сравнению с их
собственными размерами, промежутками, то газы легко сжимаются при
повышении давления. Напротив, в жидких и твердых телах промежутки между
молекулами очень небольшие, поэтому и жидкие и твердые вещества
сжимаются при повышении давления незначительно.
Каждый атом характеризуется определенной массой. Так, т(H) = 1,67•10
27
кг, т(О) = 26,6•10
-27
кг, т(С) = 19,9•10
-27
кг. Естественно, что для столь малых
-
величин удобнее было бы выбрать специальную единицу. За единицу
измерения массы атомов принята так называемая атомная единица массы (а.
е. м.) или углеродная единица (у. е.), равная 1/12 массы атома 12С, или 1,66•10
кг (1,66•10
-24
г).
-27
Относительной атомной массой (Ar) называется отношение массы
данного атома к 1 а.е.м. Так, Аr(О)=26,6•10
-24
/1,66•10
-24
≈16. Иногда для
краткости относительную атомную массу называют просто атомной массой,
6
но при этом необходимо ее обозначить индексом "r" (relative - относительный).
Как следует из определения, Аr - величина безразмерная. Однако абсолютная
атомная масса (масса атома) равна относительной по значению и имеет
единицу измерения а.е.м.
Относительной молекулярной массой (М
) или просто молекулярной
r
массой вещества называется отношение массы данной молекулы к 1 а.е.м. Это -
тоже безразмерная величина. Молекулярная масса равна сумме атомных масс
всех атомов, входящих в состав молекулы. Так, молекулярная масса H2SO4
М
r(H2SO4
)= Аr(Н)•2+Аr(S)+Аr(О)•4=1·2+32+16·4 = 98. Масса молекулы H2SO4
равна 98 а.е.м. Так как значение а.е.м. известно, можно абсолютную массу
атома или молекулы вычислить в граммах или килограммах:
m (атома, молекулы) = А
(или М
r
) · [1 а.е.м.]
r
Пример 1. Чему равна абсолютная масса атома серы?
Решение: из Периодической системы элементов находим, что
относительная атомная масса серы равна Аr(S)=32. Масса атома серы равна:
m(атома S) = 32·[1 а.е.м.] = 32•1,66•10
-27
кг =53,12•10
-27
кг.
При химических расчетах широко используется понятие "моль". Моль -
это единица измерения количества вещества (n или ⱱ-«ню»), содержащая
столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и др.),
сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа 12С. Понятие "моль" было
введено во второй половине 19 века и основано на законе Авогадро (1811 г.).
Ученый Ван-дер-Ваальс в 1873 г. определил, что 0,012 кг изотопа 12С содержит
примерно 6,02∙1023 атомов углерода (названо постоянной Авогадро NA).
Следовательно, моль – это такое количество вещества, которое содержит
6,02∙10
23
структурных единиц. Исходя из этого, любое количество вещества
можно выразить определенным числом молей n. В скобках всегда следует
указывать, о каких именно структурных единицах идет речь, например, n(Са2+)
= 3 моль означает: ″количество ионов кальция равно 3 моля", а n(Н2О) = 5 моль
- "количество вещества воды равно 5 моль". В химии употребляются также
кратные величины: киломоль (кмоль), равный 1000 моль, и миллимоль (ммоль),
равный 0,001 моль.
Число молекул или атомов (N) в определенном количестве вещества (n)
можно вычислить по формуле:
N = n • NA
Пример 2. В образце вещества содержится 12,04 • 1023 молекул (N).
Определить количество вещества в молях.
7
Решение: количество вещества в этом образце составляет: n = N/NA =
12,04 • 1023∕ 6,02• 1023 = 2 моль
Пример 3. а) Сколько атомов содержат три моля газообразного
кислорода? б) Сколько молекул (структурных единиц) в 5 молях хлорида
натрия?
Решение: а) Число молекул кислорода в 3 молях равно: N(О2) = n • NA=
3•(6,02•1023) =18,06•1023 молекул О2. Так как одна молекула кислорода содержит
2 атома, то число атомов кислорода в 3 молях кислорода будет в два раза
больше, т.е. равно N(О) = 2•(18,06 • 1023) = 36,12•1023
б) Один моль хлорида натрия содержит 6,02•1023 ионов Na+ и столько же ионов
Сl-, т. е. 6,02 • 1023 структурных единиц NaCl. Значит в 5 молях хлорида натрия
число структурных единиц (условно молекул) NaCl будет равно:
N(NaCl) = 5 • (6,02•1023) = 30,1•1023.
Молярная масса вещества (М) - это масса одного моля вещества,
выраженная в килограммах (система СИ), или граммах (система СГС), т. е. по
определению М = т / n (кг/моль или г/моль), где т - масса вещества (кг или г),
а n - его количество (моль). В системе СГС (Грамм-Сантиметр-Секунда)
молярная масса численно равна относительной молекулярной массе данного
вещества (или относительной атомной массе, если имеется в виду моль атомов
элемента). Например: М(Сl) = 35,5 г/моль; М(Сl2) = 2•М(Сl) = 2•35,5 = 71,0
г/моль. Ещё пример: молярная масса метана CH4 определяется следующим
образом: Мr(CH4) = Ar(C) + 4•Ar(H) = 12+4•1 =16; M(CH4)=16 г/моль, т.е. 16 г
CH4 содержат 6,02 • 1023 молекул.
Зная массу и молярную массу вещества, можно рассчитать число его
молей: n = m/M или найти массу вещества по числу молей и молярной массе:
m = n • M.
Значение молярной массы вещества определяется его качественным и
количественным составом, т.е. зависит от Mr и Ar. Поэтому разные вещества
при одинаковом количестве молей имеют различные массы m.
Пример 4. Вычислить массы метана CH4 и этана С2H6, взятых в
количестве n = 2 моль каждого.
Решение. Молярная масса метана M(CH4) равна 16 г/моль; молярная
масса этана M(С2Н6) = 2•12+6=30 г/моль. Отсюда:
m(CH4)=2 моль•16 г/моль = 32 г; m(С2Н6) = 2 моль• 30 г/моль = 60 г.
Таким образом, моль – это порция вещества, содержащая одно и то же
число частиц, но имеющая разную массу для разных веществ, т.к. частицы
вещества (атомы и молекулы) не одинаковы по массе.
8
Зная молярную массу вещества, с помощью постоянной Авогадро можно
вычислить абсолютную массу молекулы или атома:
m(молекулы или атома) = М ∕ NA
Например, молярная масса воды равна: M(Н2О) = 18 г/моль, и масса
одной молекулы воды составит: m(молекулы Н2О) = 18 г/моль ∕ 6,02•1023 моль -1
= 3,0•10
-23
г.
ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1. Что такое атомно-молекулярное учение, кто принимал участие в
создании этого учения?
2. Что такое атом, молекула, химический элемент?
3. От чего зависят свойства молекул, свойства элемента?
4. Все ли вещества имеют молекулярное строение? Приведите примеры.
5. К каким веществам применимо классическое атомно-молекулярное
учение?
6. Что происходит в результате химических реакций?
7. Какие основные качественные и количественные характеристики
атомов химических элементов Вы знаете?
8. Что такое абсолютная атомная масса, относительная атомная масса,
относительная молекулярная масса?
9. Что такое атомная единица массы, чему она равна?
10. Как определить относительную атомную массу и относительную
молекулярную массу?
11. Что такое количество вещества, моль, молярная масса? Как
определить молярную массу?
12. Каким соотношением связаны масса химического вещества и его
количество в моль?
13. Что такое число Авогадро, что оно обозначает? Чему оно равно?
14. По каким формулам можно определить количество вещества?
15. Рассчитайте относительную молекулярную массу веществ: хлорида
магния MgCl2, сульфата бария BaSO4, оксида азота N2O5, борной кислоты
H3BO3, нитрата кальция Ca(NO3)2, сахарозы С12Н22О11. Чему равна молярная
масса этих веществ?
16. Рассчитайте абсолютную массу одной молекулы оксида меди(II),
одного атома брома, одной молекулы азотной кислоты, одного атома никеля.
17. Сколько атомов содержится: а) в двух молях серы; б) в четырех молях
азота?
18. Сколько атомов содержится в 67,2 л азота при н.у.?
9
19. Чему равна масса: а) 3 моль оксида бария ВаО; б) 0,5 моль фтора; в)
1,4 моль гидроксида меди(II) Си(ОН)2; г) 5,5 моль HCI
20. Сколько молекул содержится: а) в пяти молях азотной кислоты; б) в
1,5 молях гидроксида натрия; в) в 2.5 молях углекислого газа?
21. Сколько молей составляют: а)15 г NO, б) 32 г Ва, в) 0,2 кг Н2, г) 85 г
Н2SО4.
22. В каком количестве вещества содержатся: а) 30,1•1023 молекул Cl2; б)
0,6•1023 атомов железа; в) 1,8•1023 атомов углерода; г) 0,36•1023 молекул Ba(OH)2
23. Сколько молей составляют и сколько молекул содержат: а) 11 г
оксида углерода (IV) СО2; б) 24 г силиката кальция CaSiO3 ; в) 38 г оксида
калия К2О?
24. Сколько молей составляют и сколько молекул содержат 72 мл воды
H2O?
25. Сколько молекул содержат а)12г магния; б) 3,55 г хлора; в) 48 г
кислорода?
2. ОСНОВНЫЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ и РАСЧЕТЫ в ХИМИИ
2.1. ЗАКОНЫ, ОПИСЫВАЮЩИЕ ПОВЕДЕНИЕ ГАЗОВ
Многие реакции протекают с участием газообразных веществ. Расстояние
между молекулами газообразного вещества в десятки раз превышает размеры
молекул и поэтому межмолекулярное взаимодействие слабое по сравнению с
жидким и твердым состоянием вещества. В физике пользуются понятием
идеального газа - теоретическая модель газа, в которой пренебрегается
взаимодействием частиц газа (средняя кинетическая энергия частиц много
больше энергии их взаимодействия). В химии имеют дело с реальными газами,
но иногда условно реальный газ можно считать идеальным, когда давление
невелико и температура значительно превышает температуру кипения газа. Для
количественной характеристики любого газа используют давление,
температуру и занимаемый объем.
1. Закон Авогадро: в равных объемах разных газов при одинаковых
условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул
(сформулировано в 1811 году А. Авогадро - профессором физики в Турине).
Из закона Авогадро вытекают важные следствия:
1) Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый
объем. При так называемых нормальных условиях (н. у.) (температура 0°С или
273 К и атмосферное давление 101,3 кПа, или 1 атм, или 760 мм рт ст) 1 моль
10
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]