Учреждение образования «БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

И. Е. Малашонок

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ

ОСНОВЫ

ХИМИИ

Тексты лекций для студентов специальности 1-48 01 02 «Химическая технология органических веществ,

материалов и изделий»

Минск 2012

УДК 54(075.8) ББК 24.1я73 М18

Рассмотрены и рекомендованы редакционно-издательским советом университета

Рецензенты:

доктор химических наук, профессор, заведующий кафедрой физикохимии материалов Белорусского государственного экономического университета Н. П. Матвейко;

доктор химических наук, профессор кафедры аналитической химии Белорусского государственного университета С. М. Лещев

Малашонок, И. Е.

М18 Теоретические основы химии : тексты лекций для студентов специальности 1-48 01 02 «Химическая технология органических веществ, материалов и изделий» / И. Е. Малашонок. – Минск :

БГТУ, 2012. – 249 с.

Тексты лекций по дисциплине «Теоретические основы химии» содержат теоретический материал, который необходимо изучить студентам первого курса химико-технологических специальностей в процессе обучения в БГТУ. Данное пособие включает разделы, охватывающие химическую номенклатуру, строение атома, химическую связь, закономерности протекания химических реакций. Приведенный в текстах лекций материал иллюстрирован примерами, схемами, графиками.

УДК 54(075.8) ББК 24.1я73

©УО «Белорусский государственный технологическийуниверситет», 2012

©Малашонок И. Е., 2012

2

4

ВВЕДЕНИЕ

Тексты лекций по курсу «Теоретические основы химии» предназначены для самостоятельной работы студентов первого курса хими- ко-технологических специальностей при подготовке к практическим и лабораторным занятиям.

Качество знаний будущих инженеров-химиков-технологов приобретает особо важное значение в связи с необходимостью использования новых материалов, обеспечения надежности современной техники, уменьшения энергозатрат в химическом производстве. Изучение закономерностей химических процессов вносит свой вклад в решение задачи формирования химического мировоззрения студентов. Усвоение химических законов помогает инженеру в разработке новых безотходных технологий, решении экологических проблем.

Учебная программа высшей школы по курсу «Теоретические основы химии» включает большое количество разделов, материал которых весьма многообразен. Для лучшего восприятия нового материала студентами первого курса в тексты лекций включены разделы «Основные понятия химии», «Основные законы химии», «Основные классы неорганических веществ», рассматривающиеся в курсе средней школы. Это обеспечит повторение вчерашними школьниками наиболее важных разделов химии и подготовит к восприятию сложного материала курса «Теоретические основы химии».

Всовременной литературе достаточно много учебников по общей

инеорганической химии, однако студентам-первокурсникам трудно найти нужную информацию по тем или иным вопросам. Тексты лекций составлены в соответствии с содержанием учебной программы по курсу «Теоретические основы химии». После изложения теоретического материала приведены примеры решения типовых задач, что поможет студентам при подготовке к практическим и лабораторным занятиям.

5

Тема1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Химическийэлемент– видатомовсодинаковымзарядомядра. Химическое вещество – устойчивая совокупность частиц (ато-

мов, ионов, молекул), которая обладает определенными физическими и химическими свойствами.

Молекулярные вещества – это вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются молекулы.

Немолекулярные вещества – это вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются атомы или ионы.

Формульная единица вещества – группа атомов, которая со-

ставляет простейшую химическую формулу вещества немолекулярного строения.

Ионы – электрически заряженные частицы, образовавшиеся из атомов (или атомных групп) в результате присоединения или потери электронов.

Простое вещество – вещество, состоящее из атомов одного химического элемента.

Аллотрóпия – способность химического элемента существовать в видедвухилинесколькихпростыхвеществ– аллотропныхмодификаций.

Аллотропные модификации – простые вещества, образованные атомами одного и того же химического элемента и имеющие различное количество атомов в молекуле (например, O2 и O3) или разную структуру кристаллов (например, графит и алмаз).

Сложное вещество, или соединение, – вещество, состоящее из атомов разных химических элементов.

Свойства вещества – это признаки, по которым вещества похожи или отличаются друг от друга.

Физические свойства – это такие свойства, как плотность, растворимость, плавление, кипение, цвет, запах, агрегатное состояние.

Для обозначения агрегатного состояния веществ введем систему обозначений: вещество, заключенное в квадратные скобки, – [твердое], в фигурные скобки – {жидкое}, в круглые скобки – (газообразное). Тогда уравнения фазовых превращений можно представить следующим образом:

6

[H2O] = {H2O} – процесс плавления;

(H2O) = {H2O} – процесс конденсации;

{H2O} = [H2O] – процесс кристаллизации;

{H2O} = (H2O) – процесс кипения;

[H2O] = (H2O) – процесс возгонки (сублимации).

Химические свойства – свойства веществ, проявляемые в процессе химической реакции при превращении одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу либо строению вещества (продукты реакции).

Валентность элемента определяется количеством химических связей, которые образует этот элемент в соединении.

Электроотрицательность элемента – условная величина, характеризующая способность его атомов в химических соединениях притягивать к себе электроны от атомов-партнеров.

Степень окисления (с. о.) – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит только из ионов.

Правила расчета степеней окисления:

1. Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю:

O 02 , Cl 02 , Р0.

2. Водород в соединениях имеет степень окисления +1: H+Cl,

H +2 SO4. Исключение: гидриды металлов (соединения водорода с активными металлами), где водород проявляет степень окисления, рав-

ную –1: Na+H–, BaH −2 .

3.Кислород в соединениях имеет степень окисления –2. Исключения: соединениякислородасофтором: O+2F −2 ; пероксидыH +2 O −2 , Ba+2O −2 .

4.Все металлы в соединениях имеют положительную степень окисления. Степень окисления элементов Li, Na, K, Rb, Cs во всех их соединениях равна +1. Степень окисления элементов Be, Mg, Ca, Sr, Ba в их соединениях равна +2. Степень окисления Al в его соединениях равна +3. У большинства d-элементов имеются соединения с различными степенями окисления.

5.Фтор в соединениях имеет степень окисления –1.

6.Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле (или формульной единице вещества) равна нулю, в ионе – равна заряду иона:

7

Ca 3+2 (Р+5О−42 )2, сумма с. о.: 3 (+2) + 2 (+5) + 8 (–2) = 0; (Р+5О−42 )3–, сумма с. о.: (+5) + 4 (–2) = –3.

7.Высшая (максимальная) степень окисления (в. с. о.) большин-

ства элементов равна номеру группы периодической системы, в которой находится данный элемент (K+, Mg+2, Al+3, P+5, S+6, Cr+6, Mn+7).

8.Низшая (минимальная) степень окисления (н. с. о.) элемента

равна: для металлов – нулю; для неметаллов – номеру группы минус восемь. Например, для азота низшая степень окисления равна –3 (N–3), для серы равна –2 (S–2), для хлора равна –1 (Cl–).

Атомная единица массы (а. е. м.) – единица измерения масс атомов, молекул и элементарных частиц. Международное обозначение – u.

За атомную единицу массы принята 1/12 массы изотопа углерода 12C. Масса этого нуклида в единицах СИ равна 1,9927 10–26 кг.

Относительная атомная масса – масса атома, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.). Обозначается Ar (где r – relative – относительный).

Относительная атомная масса – безразмерная величина, показывающая, во сколько раз средняя масса атома химического элемента больше 1/12 части массы нуклида углерода 12C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а. е. м., например:

Ar(Mg) = 24,312;

m(Mg) = 24,312 · 1,6606 · 10–24 = 4,037 · 10–23 г.

Относительная молекулярная масса (Mr) – безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов, например:

Mr(B2O3) = 2Ar(B) + 3Ar(O) = 2 · 11 + 3 · 16 = 70.

Mr(KAl(SO4)2) = Ar(K) + Ar(Al) + 2Ar(S) + 8Ar(O) = = 39 + 27 + 2 · 32 + 8 · 16 = 258.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а. е. м.

8

Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения – моль (обозначается n, измеряется в моль). Моль – количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода 12C.

Число Авогадро (NA) – постоянная величина, имеющая размерность моль–1 и равная 6,02 · 1023, именно такое количество частиц содержится в 1 моле любого вещества.

Пример 1. Определить число атомов (N) в 6,4 г серы?

Решение. Молярная масса серы равна 32 г/моль. Определяем количество вещества в 6,4 г серы:

Определим число структурных единиц (атомов) N, используя постоянную Авогадро NA:

N(S) = n(S) · NA = 0,2 6,02 · 1023 = 1,2 · 1023.

При применении термина «моль» структурные элементы могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или группами частиц. Так как в 12 г углерода 12С содержится 6,02 1023 атомов, то можно сказать, что моль – это количество вещества, содержащее 6,02 1023 своих структурных элементов (атомов, групп атомов, молекул, ионов и т. д.).

Молярная масса равна массе 1 моля вещества (обозначается M, единицы измерения г/моль). Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества n:

M = mn .

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако молярная масса имеет размерность г/моль, а молекулярная масса – безразмерная величина. Это означает, что если масса молекулы SO3 равна 80 а. е. м., то масса одного моля SO3 равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а. е. м. на граммы). Например, уравнение реакции 2Na + Cl2 → 2NaCl означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моля натрия реагируют с одним молем хлора.

9

Зная число Авогадро, при известном числе частиц можно вычислить количество вещества:

n = NN .

A

Массовая доля вещества A (ω(А)) в системе – отношение его массы к массе всей системы (часто эту величину выражают в %):

где m(А) – масса вещества A; m(сист.) – масса всей системы. Массовая доля элемента (ω(Э)) показывает, какую долю составля-

ет масса данного элемента от всей массы вещества:

ω(Э) = n Аr(Э) · 100%,

Мr

где n – число атомов; Ar(Э) – относительная атомная масса элемента; Mr – относительная молекулярная масса вещества.

Объемная доля компонентаA (ϕ(А)) в системе – отношение объема компонента (V(А)) к объему всей системы:

Мольная доля компонента A (χ(A)) – отношение количества вещества (моль) компонента A (n(A)) к общему количеству молей всех компонентов системы:

χ(A) = n(А) · 100%. n(сист.)

Плотность вещества (ρ) – величина, равная отношению массы вещества к его объему:

ρ= m(А) · 100%. V (А)

Выходом продукта реакции (η) называют отношение реальной (практической) массы продукта (m(практ.)) к теоретически возможной (m(теор.)), выраженное в долях единицы или в процентах:

η = m(практ.) · 100%. m(теор.)

10

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100%.

Пример 2. Сколько граммов меди образуется при восстановлении 8 г оксида меди водородом, если выход продукта реакции составил 82% от теоретического?

Решение. 1) Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции:

CuO + H2 = Cu + H2O.

80 г (1 моль) CuO при восстановлении могут образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении могут образовать х г Cu.

х = 6,4 г.

2) Определим, сколько граммов меди образуется при 82%-ном выходе продукта:

6,4 г – 100%-ный выход (теоретический), y г – 82%-ный выход:

y = 6,4 82 = 5,25 г.

100

Пример 3. Определить выход вольфрама, полученного методом алюмотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающейся примеси, массовая доля которой 0,3, было получено 12,72 г металла.

Решение. 1) Определиммассу(г) WO3 в33,14 гконцентратаруды:

ω(WO3) = 1,0 – 0,3 = 0,7;

m(WO3) = ω(WO3) m(руды)= 0,7 33,14 = 23,2 г.

2) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 порошком алюминия:

WO3 + 2Al = Al2O3 + W.

При восстановлении 232 г (1 моль) WO3 образуется 187 г (1 моль) W,

а из 23,2 г WO3 – х г W.

х = 23,2 187 = 18,7 г W. 232

3) Рассчитаем практический выход вольфрама:

18,7 г W – 100%;

12,72 г W – у%.

у = 12,72 100 = 68%. 18,7

11

Пример 4. Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при сливании растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 18,0 г сульфата натрия?

Решение. Уравнение реакции:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.

1) Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

Обозначим количество граммов Na2SO4 через х.

208 г (1 моль) BaCl2 реагирует со 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г – с х г.

х = 20,8 132 = 13,2 г Na2SO4.

208

Таким образом, на реакцию с 20,8 г BaCl2 затратится 13,2 г Na2SO4, а дано 18,0 г. Следовательно, сульфат натрия взят в избытке и дальнейшие вычисления необходимо вести по BaCl2, взятому в недостатке.

2) Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль) BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4;

20,8 г – у г.

у = 233 20,8 = 23,3 г.

208

12