Добавил:

ivanov666 Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Башкирский Государственный Аграрный Университет

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Химия. Учебное пособие-2

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

07.09.2026

Размер:

2 Мб

Скачать

☆

1 / 161 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 > Следующая >>>

О.В. Ковальчукова, О.А. Егорова

ХИМИЯ

Конспект лекций

для студентов I курса инженерного факультета

направлений ИМБ, ИДБ

Москва

Российский университет дружбы народов

2011

УДК 54 ББК 24.1 К 56

Рецензенты:

Доктор химических наук, профессор МПГУ

И.Г. Горичев

Зав. лабораторией кристаллохимии и рентгеноструктурного анализа

Учреждения Российской академии наук ИОНХ им. Н.С. Курнакова,

доктор химических наук

В.С. Сергиенко

У т в е р ж д е н о

РИС Ученого совета

Российского университета

дружбы народов

Ковальчукова, О. В., Егорова, О. А.

К 59 Химия: Конспект лекций для студентов I курса инженерно-

го факультета направлений ИМБ, ИДБ [Текст] : учеб. пособие / О. В. Ковальчукова, О. А. Егорова. – М. : РУДН,

2011. – 152 с. : ил.

ISBN 978-5-209-03615-9

Настоящее учебное пособие представляет собой конспект лекций, составленный в соответствии с программой курса «Химия» и предназначенный для работы студентов I курса инженерного факультета специальностей ИМБ, ИДБ при подготовке к итоговой аттестации по курсу «Химия».

Также предлагаемое пособие может быть использовано для самостоятельного изучения курса «Химия» студентов вечернего отделения инженерного факультета.

Подготовлено на кафедре общей химии.

ISBN 978-5-209-03615-9 ББК 24.1

ВВЕДЕНИЕ

«Призывая к теоретическим химическим занятиям, я убежден, что зову людей к полезнейшему труду, к навыку правильно обращаться с природой, к готовности… сделаться практиками. А для этого необходимо усвоить химическую практику, т.е. мастерство предмета, искусство спрашивать природу и слышать ее ответы в лабораториях и книгах…»

Д.И. Менделеев

Современная химия является одной из естественных наук и представляет собой систему отдельных научных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, радиохимии, космохимии и др.

Химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Окружающий нас мир представлен материей, которая имеет две формы существования: вещество и поле.

Вещество – это материальное образование, состоящее из элементарных частиц, имеющих собственную массу или массу покоя.

Поле – это материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие материальных частиц. Оно не

является непосредственным объектом химии и проявляется прежде всего энергетическими характеристиками.

Таким образом, центральным объектом химии как

науки являются вещества и их превращения.

Объектами изучения химии являются вещества и их

мельчайшие частицы – молекулы и атомы.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладаю-

щая его химическими свойствами.

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атомы – составные части молекул.

Химический элемент – вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. Если соединяются друг с другом атомы одного и того же элемента, то образуются простые вещества. Простые вещества являются формой существования химических элементов в свободном виде. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ. Это могут быть металлы (Na, Mg, Al, Bi и т.д.); неметаллы (H2, N2, Br2, Si т.д.); молекулярные (O2, O3, H2, Cl2) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода; иод (I2) и т.д.

Сочетание атомов различных элементов дает слож-

ные вещества, которые могут иметь постоянный состав (стехиометрические соединения, или дальтониды) или ме-

няющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения, или бертоллиды).

Моль – это единица измерения количества вещества, содержащая столько молекул, атомов или других структурных единиц, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

С.

Количество вещества (моль) можно рассчитать по формуле

= m / M = N / NA (моль),

где m – масса вещества (г); М – молярная масса вещества (г/моль); N – количество структурных единиц; N Авогадро (моль

-1

– число

Молярная масса вещества (М, г/моль) – масса 1 моль вещества.

M = m / ν.

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Число Авогадро (NA) – число структурных единиц, содержащееся в 1 моль вещества, NA = 6,02⋅1023 моль-1. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным.

Пример:

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Решение:

Молекулярная масса серы равна 32 г/моль.

Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4 г / 32 г/моль = 0,2 моль.

Определим число структурных пользуя постоянную Авогадро NА:

N(s) = ν(s) · N

= 0,2 · 6,02 · 1023 = 1,2 · 1023.

Ответ: В 6,4 г серы содержится 1,2 · 1023 молекул.

единиц (молекул), ис-

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

I. Газовые законы. Газообразное состояние вещества характеризуется давлением (Р), температурой (Т) и объёмом

(V).

1. Закон Бойля-Мариотта. Согласно закону БойляМариотта, при постоянной температуре давление данной массы газа обратно пропорционально его объёму:

P1 / P2 = V2 / V1 или PV = Const.

2. Закон Гей-Люссака

В соответствии с законом Гей-Люссака, давление газа

прямо пропорционально абсолютной температуре:

P1 / Т1 = Р2 / Т2 или P / Т = Const.

3. Объём, давление и температура газа связаны объединенным газовым законом:

4. Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Следствие 1. Массы двух одинаковых объёмов раз- личных газов при одинаковых условиях будут относиться как их молярные массы:

(относительная плотность первого газа по второму).

Следствие 2. 1 моль любого газа при нормальных ус- ловиях (Р0 = 101325 Па и Т0 = 273 К) занимает объём 22,4 л

(VМ – молярный объём).

5. Уравнение Менделеева–Клапейрона:

PV =

где R – универсальная газовая постоянная

R = 8,314 Дж/моль⋅К). Численно равна работе расширения

(

одного моля идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1 К. Термин впервые введён в употребление Д. Менделеевым в 1874 г.

6. Закон Дальтона. По закону Дальтона парциальное давление газа в смеси равно тому давлению газа, которым обладал бы данный газ, если бы при

той же температуре он

занимал объём всей газовой смеси:

= Р

общ.

+ Р2 + … + Рn.

Парциальным давлением газа называется та часть общего давления газовой смеси, которая приходится на долю данного газа.

II. Закон сохранения массы веществ. Масса ве- ществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в процессе реакции. Закон впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 г. (в 1789 г. независимо от Ломоносова установлен французским химиком А. Лавуазье) и экспериментально подтвержден в 1756 г.

III. Закон постоянства состава веществ. Соотноше- ния между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Закон сформулирован английским ученым Дж. Дальтоном в 1803 г. и справедлив только для веществ с молекулярными кристаллическими решетками.

IV. Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Закон сформулирован Дж. Дальтоном в 1803 г. и связан с существованием переменных валентностей химических элементов.

V. Закон эквивалентов. Вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам:

= ν2 (ν – число эквивалентов).

Эквивалент – такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его эквивалентное количество в химических реакциях (количество вещества, соответствующее единице его валентности).

Молярная масса эквивалента (МЭ) – масса эквивалента вещества, выраженная в граммах:

МЭ = f ⋅ M (f – фактор эквивалентности).

Вычисление фактора эквивалентности:

1. Для простых веществ и элементов в соединении

f = 1 / В (В – валентность).

2. Для кислот и оснований

f = 1 / m (m – основность

кислоты или кислотность основания).

(кислоты) = молярная масса кислоты/основность

кислоты, например:

Э(H2SO4

) = 98/2 = 49 г/моль.

МЭ(основания) = молярная масса основания/кислотность основания, например:

(Ca(OH)2) = 74/2 = 37 г/моль.

3. Для оксидов и солей f = 1 / n

⋅

В (n – число атомов

металла в соединении; В – валентность металла).

(оксида) = молярная масса оксида / (валентность

элемента • число атомов элемента в оксиде), например:

(Al2O3) = 102 / (3 • 2) = 17 г/моль.

(соли) = молярная масса соли/(валентность метал-

ла•число атомов металла), например:

(Na2SO4) = 142 / (1 • 2) = 71 г/моль.

Число эквивалентов: ν = m / МЭ (для любого вещества); ν = V / VЭ (для газообразного вещества), VЭ – эквива- лентный объём газа (объём, занимаемый одним эквивалентом газа). Например, при нормальных условиях эквивалентный объём водорода (МЭ = 1 г/моль) составляет 11,2 л, а эквивалентный объём кислорода (МЭ = 8 г/моль) – 5,6 л. Зная, что в мольном объёме любого газа, состоящего из одноатомных молекул, содержится 1 моль атомов, а состоящего из двухатомных молекул – 2 моля атомов и т.д. Так, в 22,4 л Н2 содержатся при нормальных условиях 2 моля атомов водорода. Поскольку эквивалент водорода равен 1 моль, то в 22,4 л Н2 содержатся 2 эквивалента водорода; значит, эквивалентный объём водорода равен 22,4 / 2 = 11,2 л/моль. Подобным образом рассчитывается эквивалентный объём кислорода.

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Термодинамика – изучает наиболее общие свойства макроскопических систем, находящихся в состоянии термодинамического равновесия, и процессы перехода между этими состояниями. В термодинамике имеют дело не с отдельными молекулами, а с макроскопическими телами, состоящими из огромного числа частиц. Эти тела называются термодинамическими системами. В термодинамике тепловые явления описываются макроскопическими величинами – давление, температура, объём, которые не применимы к отдельным молекулам и атомам.

Поэтому, к изучению химических процессов следует подходить через ряд последовательных приближений. На первом этапе целесообразно рассмотреть лишь начальное и конечное состояния вещества и не учитывать путь, по которому протекает процесс, а также развитие процесса во времени. Такой подход называется термодинамическим. Для удобства изучения необходимо изолировать объекты исследования. Совокупность тел, выделенная из пространства, называется системой. Если между системой и окружающей внешней средой отсутствует массо- и теплообмен, то такая система называется изолированной. Если это условие не со- блюдается, то система называется открытой. Если в системе возможен только

теплообмен, она называется закрытой.

Состояние любой системы характеризуется определенными термодинамическими параметрами, к которым относятся температура (Т), давление (Р), объём (V), химиче- ский состав. Изменение хотя бы одного из параметров ведет к изменению состояния системы.

1 / 161 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]