МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫ

ВОСТОЧНОУКРАИНСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

имени ВЛАДИМИРА ДАЛЯ

Краткий конспект лекций по химии

для студентов заочной формы обучения.

Луганск ВНУ 2003

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫ

ВОСТОЧНОУКРАИНСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

имени ВЛАДИМИРА ДАЛЯ

Краткий конспект лекций по химии

для студентов заочной формы обучения всех инженерных специальностей

УТВЕЖДЕНО

на заседании кафедры химии

Протокол №____ от . .

Луганск ВНУ 2003

УДК54

Краткий конспект лекций по химии

для студентов заочной формы обучения всех инженерных специальностей.

/ Сост: С.П. Бугрим, И.А. Хоружая. -Луганск: Изд-во Восточноукр. нац. ун-та, 2003. –104с.

Краткий конспект лекций по химии включает 12 лекций с примерами решения типовых задач и указанием литературных источников по основным темам курса: «Стехиометрические законы химии», «Квантовомеханическое представление о строении атома», «Правила и порядок заполнения атомных орбиталей», «Периодический закон Д.И.Менделеева. Закономерности периодической системы», «Химическая термодинамика», «Второе начало химической термодинамики», «Химическая кинетика», « Растворы электролитов, слабые электролиты», «Комплексные соединения», «Окислительно-восстановительные реакции», «Основы электрохимии», «Химические источники тока», «Коррозия металлов и защита металлов от коррозии», «Электролиз». Краткий конспект лекций отвечает требованиям программы курса химии для технических специальностей. Рекомендован для студентов заочной формы обучения всех инженерных специальностей.

.

Составители: С.П. Бугрим, ст. преп., И.А. Хоружая,доц.кафедры

химии им.В.Даля химии ВНУ

Отв. за выпуск: В.Л. Абраменко, доц.

Рецензенты: А.А. Григорьева, доц.

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ.

План

1. Закон сохранения материи.

2. Закон постоянства состава Пруста.

3. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро.

4. Закон эквивалентных отношений.

Литература:

1. Фролов В.В. Химия. Гл.V, §51-56.

2. Лучинский Г.П. Курс химии. Гл.V, §8-12, гл. VI, §13-18

3. Общая химия под ред. Соколовской Е.М. и др. Гл.6, §1-11.

Стехиометрией называется раздел химической науки, который изучает количественные отношения между веществами в химических процессах. Стехиометрия лежит в основе химического анализа и является фундаментом в развитии теоретической химии.

Основные стехиометрические законы:

1. Закон сохранения материи.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию равна массе веществ, образующихся в результате ее. Закон был высказан в 1748 г. и обоснован в 1756г. русским ученым М.В. Ломоносовым.

С точки зрения атомно-молекулярного учения смысл закона сохранения массы веществ заключается в том, что атомы имеют постоянную массу, а их общее количество в ходе реакции не изменяется, поэтому масса веществ до и после реакции остается постоянной. Например:

а) 2Mg + O₂ → 2MgO б) (NH₄)₂ Cr₂ O₇ N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

2∙24 + 16∙2 → 2(24+16) 28 + 152 + 72

80 → 80 252  252

На основании закона сохранения массы можно составлять химические уравнения и по ним производить необходимые расчеты.

Задача. Сколько выделится Pb, если при погружении в раствор Pb(NO₃)₂ цинковой пластинки ее масса увеличилась на 7,1 г?

Для решения задачи необходимо записать уравнение реакции:

Pb(NO₃)₂ + Zn → Zn(NO₃)₂ + Pb ,

65 207

где 65 – молярная масса цинка; 207 – молярная масса свинца. По уравнению реакции, при увеличении массы цинковой пластинки на 142 грамма (207-65)- свинца выделится 207г, а при увеличении массы цинковой пластинки на 7,1 г – свинца выделится X г. Найдем массу свинца.

X=(m_Pb)= .

2. Закон постоянства состава.

Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный количественный и качественный состав. Закон был сформулирован французским ученым Ж.Л.Прустом в 1808 году.

Например, молекула воды имеет постоянный количественный (на два атома водорода приходится один атом кислорода) и качественный состав (Н; О), не зависимо от способов получения:

CuO + H₂  H₂O + Cu

CH₄ + 2O₂  2H₂O + CO₂

C₂H₅OH + 3O₂  3H₂O + 2CO₂

H₂SO₄ + 2NaOH  2H₂O + Na₂SO₄

Чистота веществ определяется по t⁰C плавления, t⁰Скипения, плотности, спектрам.

3.Закон Авогадро.

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях

(t⁰С , P) содержится одно и то же число молекул. Закон сформулирован итальянским физиком Авогадро в 1811г и имеет ряд следствий.

Следствие 1. В одном моле вещества содержится 6, 02 ∙10 ²³ молекул.

Значение 6, 02 ∙ 10 ²³ моль ^–1 называют числом

Авогадро(N_A).

Следствие 2. Один моль любого газа при нормальных условиях (н.у.)

(0⁰С(273 K), 1,03 ^. 10⁵ Па) занимает объем 22,4 л/моль.

1 моль О₂ (М(О₂)=32 г/моль) – содержит 6,02•10²³ молекул кислорода, он занимает объем 22,4 л/моль.

1 моль Н₂ (М(Н₂)=2 г/моль) – содержит 6,02•10²³ молекул водорода, он занимает объем 22,4 л/моль.

Задача. Какой объем водорода выделится при травлении 3,25 г Zn соляной кислотой?

Для решения задачи записываем уравнение реакции:

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

65 22,4

где 65 – молярная масса цинка; 22,4 – молярный объем водорода.

При травлении 65 г цинка выделится 22,4 л/моль водорода, а при травлении 32,5 г цинка выделится Х л водорода. Найдем объем выделившегося водорода при н.у.

) = X =

В результате работ немецкого химика Рихтера, английских ученых Дальтона и Волластона (1792 – 1800 г.) были установлены так называемые “соединительные веса” или эквиваленты реагирующих веществ.

Химическим эквивалентом вещества называют такое его количество, которое соединяется полностью с одним моль атомов водорода или замещает такое же количество водорода в его соединениях.

Например, в соединениях НС1, H₂О, NH₃ эквиваленты хлора, кислорода, азота соответственно равны 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль. За единицу эквивалента принят эквивалент водорода Э (Н) =1 моль атомов). Эквивалент выражают в молях. Кроме понятия эквивалент пользуются понятием молярная масса эквивалента.

Молярная масса эквивалента – это масса одного химического эквивалента вещества М_Э (Н) = 1 г/моль; М_Э (N) = 14∙1/3 = 4,67 г/моль; М_Э (Cl) = 35,45 г/моль; М_Э (S) = 32∙1/2 = 16 г/моль.

Молярная масса эквивалента элемента равна отношению молярной массы элемента (М) к его валентности (В). Например:

S⁺⁴O₂ , валентность серы равна IV; M_Э (S⁺⁴) = M(S)/B = 32/4 = 8 г/моль;

S⁺⁶O₃, валентность серы равна VI; M_Э (S⁺⁶) = M(S)/B = 32/6 = 5,3 г/моль.

Для газообразных веществ удобно пользоваться эквивалентным объемом.

Эквивалентный объем (Vэ) – это объем, занимаемый одним химическим эквивалентом газообразного вещества при нормальных условиях. Эквивалентная масса водорода составляет 1/2 его моля (M(H₂)=2 г/моль). Молярный объем водорода равен 22,4 л (н.у.), тогда эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль. Эквивалентная масса кислорода составляет 1/4 его моля, (M(О₂)= 32 г/моль).

Молярный объем кислорода составляет 22,4 л/моль (н.у.), тогда эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л/моль.

Молярные массы эквивалентов сложных веществ можно определять.

Для оксида:

1 способ: М_Э(Al₂O₃) = , где n – число атомов элемента в молекуле; В – его валентность. М_Э (Al₂O₃) = 102/2∙3 = 17 г/моль

2 способ: М_Э (Al₂O₃) = М_Э (O^-2) + М_Э(Al⁺³) =16/2 + 27/3 =17г/моль

Для основания:

1 способ: М_Э (Са(ОН)₂) = где кислотность основания- это число (ОН^- )-групп в молекуле основания, вступивших в реакцию.

2 способ: М_Э (Са(ОН)₂) = М_Э (Са²⁺) + М_Э (ОН^-) = 40/2 + 17 = 37 г/моль

Для кислоты:

1 способ: М_Э (H₃PO₄) = где основность кислоты– это число катионов Н⁺ в молекуле кислоты, вступивших в реакцию.

2 способ:

М_Э (Н₃РО₄) = М_Э (Н⁺) + М_Э (РО₄^3-) = 1+ 95/3 = 1+ 31,6 = 32,6 г/моль.

Для соли:

1 способ: М_Э (Са₃(РО₄)₂)=

М_Э (Nа HCO₃) =

М_Э (A1 (OH)C1₂) = ,

где В – валентность металла или заряд катиона для основной соли.

n – число атомов металла в молекуле соли.

2 способ:

М_Э (Са₃(РО₄)₂) = М_Э (Са²⁺) + М_Э (РО₄^3-) = 40/2 + 95/3 = 51,7 г/моль;

М_Э(NaHCO₃) = М_Э (Na⁺) + М_Э (HCO₃^-) = 23 + 61 = 84 г/моль;

М_Э (А1ОНС1₂) = М_Э (А1ОН²⁺) + М_Э (С1^-) = 44/2 + 35,5 = 57,5г/моль.

Нахождение молярной массы эквивалентов сложных веществ по уравнениям химических реакций.

Для кислот:

а) H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O;

б) H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O.

В реакции «а» заместилось два иона водорода кислоты,

а в реакции «б» – три. Следовательно, основность кислоты в первом случае равна двум, а во втором случае – трем:

а) М_Э (Н₃РО₄) = ;

б) М_Э (Н₃РО₄) = .

Для оснований:

а) А1 (ОН)₃ + НС1 → А1(ОН)₂С1 + Н₂О, кислотность основания

равна 1;

б) А1(ОН)₃ + 2НС1 → А1ОНС1₂ + 2Н₂О, кислотность основания

равна 2

а) М_Э (А1(ОН)₃) =

б) М_Э (А1(ОН)₃) = 78/2 = 39 г/моль.

Нахождение молярной массы эквивалентов веществ по уравнениям окислительно-восстановительных реакций:

2KMnO₄ + 5SnCl₂ + 16HCl = 5SnCl₄ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

восстановитель Sn⁺² - 2ē → Sn⁺⁴ 5 окисляется

10

окислитель Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² 2 восстанавливается

Молярная масса эквивалента окислителя равна отношению молярной массы окислителя (M(KMnO₄)) к количеству принятых электронов.

М_Э(KMnO₄) = .

Молярная масса эквивалента восстановителя равна отношению молярной массы восстановителя (M(SnCl₂)) к количеству отданных электронов.

М_Э (SnCl₂) = .