- •А.М.Даниленко
- •Глава 2. Химическая термодинамика.
- •Внешняя среда
- •I закон термодинамики.
- •Глава 3. Химическая кинетика и равновесие.
- •Глава 4. Растворы
- •Поскольку растворение - процесс самопроизвольный, то
- •Глава 5. Электрохимия.
- •Возникновение скачка потенциала на границе металл - раствор электролита.
- •Активный металл Пассивный металл
- •Глава 6. Дисперсные системы
- •Классификация диперсных систем
- •Методы получения дисперсных систем.
- •Строение частиц лиофобных золей.
- •Глава 7. Жесткость природных вод.
- •Методы осаждения Методы ионного обмена
- •Метод методы
- •Метод известкования Содово-известковый метод
А.М.Даниленко
ОБЩАЯ ХИМИЯ
(курс лекций)
Учебное пособие для студентов 1 курса
НОВОСИБИРСК 2005
СОДЕРЖАНИЕ
ГЛАВА 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ……4
ГЛАВА 2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА …………… 8
ГЛАВА 3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ … 18
ГЛАВА 4. РАСТВОРЫ ………………………………………… 29
ГЛАВА 5. ЭЛЕКТРОХИМИЯ …………………………………. 49
ГЛАВА 6. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ ………………………. 65
ГЛАВА 7. ЖЕСТКОСТЬ ПРИРОДНЫХ ВОД …………….…. 72
Глава 1. Основные понятия и законы химии.
Химия – наука о веществах и их превращениях. Таким образом, объектом исследования химии является вещество. Из курса средней школы вы знаете, что все вещества состоят из атомов. Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Связываясь друг с другом атомы одного или разных элементов образуют сложные частицы молекулы или ионы. Простое вещество – состоит из атомов одного элемента (Fe, O2, Cl2 и др.). Наименьшими частицами, сохраняющими его химические свойства, являются либо атомы (Fe), либо молекулы (O2, Cl2) . Сложное вещество – состоит из атомов разных элементов (Н2О, СН4). Вещество следует охарактеризовать – для этого используются качественные и количественные характеристики.
Вещества могут находиться в различных агрегатных состояниях (твердом, жидком, газообразном), в каждом агрегатном состоянии вещество может существовать в виде атомов, молекул, ионов, и др. форм. Как описать это качественное многообразие? В химии принято использовать две качественные характеристики – формульная единица и эквивалент. Любое вещество – B состоит из формульных единиц – ФЕ(B). Это реально существующие частицы (атомы, молекулы, ионы, радикалы, условные молекулы или группы атомов).
Оказалось, что в ходе химических реакций 1ФЕ одного вещества реагирует с 1, 2, 3 (всегда целым числом) ФЕ другого вещества, что привело к появлению понятия эквивалента. Эквиваленты вещества – Э(B) - условные частицы, в Z раз меньшие, чем соответствующие формульные единицы,
т.е. в 1 ФЕ(B) содержится Z(B) эквивалентов. Коэффициент пропорциональности Z(В) - эквивалентное число. Z(В) - не имеет постоянного значения, т.к. определяется химической реакцией, в которой данное вещество участвует:
- в окислительно-восстановительных реакциях Z(B) равно числу электронов, отданных 1 ФЕ восстановителя или принятых 1 ФЕ окислителя.
в обменных реакциях Z(B) кислот и оснований равно числу замещенных функциональных групп (Н+- ионов для кислот и ОН– - ионов для оснований) в 1ФЕ вещества; Кроме того для обменной химической реакции:
ν(А)А + ν(В)В = ν(С)С + ν(D)D,
(А, В, С, D – вещества, ν(А), ν(В), ν(С), ν(D) – стехиометри-ческие коэффициенты веществ А, В, С, D) выполняется условие:
ν(А) .Z(A) = ν(B) .Z(B) = ν(C) .Z(C) = ν(D) .Z(D)
Это упрощает определение числа эквивалентности в сложных реакциях.
Если вещество не принимает участия в реакциях, то эквивалентные числа рассчитывают следующим образом:
- Z(кислоты) = N(H+) = количеству ионов Н+ в 1ФЕ кислоты;
- Z(основания) = N(ОН-) = количеству ионов OН– в 1ФЕ основания;
Z(оксида) = N(O) ·2, где N(O) – количество атомов кислорода в 1ФЕ оксида;
Z(соли) = N(Мe) ·CO(Me) в ФЕ, где N(Мe) – количество ионов металла в 1 ФЕ соли и СО(Ме) – степень окисления металла;
Z(H2) = 2, Z(O2) = 4.
Для расчета Z(B) вещества необходимо знать степень окисления всех атомов, входящих в его состав.
Степень окисления (СО) – положительное или отрицательное число, которое по формальным правилам приписано каждому атому в соединении и соответствует гипотетическому заряду на каждом атоме при допущении, что все гетероатомные связи – ионные. Эти правила:
1. СО элемента в простом веществе равна 0 (Н2, О2, Сl2 и др.)
2. Алгебраическая сумма СО для нейтральных молекул равна 0, а для ионов - их заряду.
3. СО щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs) равна (1+).
4. СО щелочноземельных металлов (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) равна (2+).
5. Водород практически всегда имеет СО (1+).
6. Кислород практически всегда имеет СО (2–).
Количественными характеристиками вещества являются: количество вещества, масса, объем.
Любая порция вещества содержит очень большое число формульных единиц. Для удобства используют более крупную единицу, которую назвали количество вещества - n(B), - физическая величина прямо пропорциональная числу формульных единиц вещества В, входящих во взятую порцию вещества:
n(B) = NФЕ (B)/NА ,
где NфE (B) - число формульных единиц вещества В во взятой порции вещества, величина безразмерная;
na - число (постоянная) Авогадро, равная 6,02.1023, моль–1
Единица количества вещества – моль - это количество вещества, содержащее столько же ФЕ(B), сколько атомов содержится в 12 г изотопа 12С (другими словами в 1 моль любого вещества содержится 6,02.1023 ФЕ вещества).
Количество вещества эквивалентов – nэк(B) – величина, пропорциональная числу эквивалентов Nэк.
nэк (В)= Nэк(В)/NА.
Единица измерения также моль. Т.к. в 1 ФЕ вещества Z экивалентов вещества, то nэк(В)= Z(В).n(В).
Абсолютные массы формульных единиц очень малы (10–22–10–23 г) и с ними неудобно работать. Используют другие величины. Молярная масса вещества В - М(В) - масса 1 моль ФЕ вещества; измеряется в г/моль и рассчитывается :
М(В) = m[1ФЕ(В)] .NA или
М(В) = m(В)/n(B)
Это одна из констант данного вещества, поскольку определяется составом его ФЕ. Аналогично определяется молярная масса эквивалентов вещества B – Мэк(B) масса
1 моль эквивалентов вещества. Отметим, что Мэк(В)=M(В)/Z(В), т.е. молярная масса эквивалентов вещества в z раз меньше его молярной массы.
Газообразные вещества характеризуются также объемом, который они занимают при определенных условиях.
Молярный объем газа В, V(B), л/моль – объем, который занимает 1 моль газа. При нормальных условиях (Т = 273 К, Р = 101,3 кПа) молярный объем любого газа -V0(B) = 22,4 л/моль.
Молярный объем эквивалентов газообразного вещества -объем, занимаемый 1 молярной массой экививалентов газообразного вещества. Vэк газа н.у. всегда в z раз меньше объема 1 моль V0(B):
= 22,4 л /Z(B)
(О2) = 5,6 л/моль; (Н2) = 11,2 л/моль
Химия основана на универсальных законах природы (закон сохранения энергии), использует знания других наук (газовые законы и др.). Существуют у химии и свои законы.
Закон сохранения массы веществ (для приведенной выше реакции):
m(A) + m(B) = m(C) + m(D)
Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ (A и B) относятся между собой, как молярные массы их эквивалентов или молярные объемы экивалентов
или
nэк(А) = nэк(В) = nэк(С) = nэк(D)
Пример 1.1. Определить массу 3•1021 молекул MgO.
Решение.
1. n(MgO) = N(MgO)/NA = 3•1021/6,02•1023 = 5•10–3 моль.
2. m(MgO) = n(MgO) •M(MgO) = 5•10–3 •40 = 0,2 г.
Пример 1.2. При сжигании 2,28 г металла образовалось 3,78 г оксида. Определить Мэк.(Me).
Решение.
1. m(O2) = m(оксида) – m(Me) = 3,78 – 2,28 = 1,5 г.
2. Мэк(О2) = М(О2)/Z(O2) = 32/4 = 8 г/моль.
2. По закону эквивалентов:
, откуда г/моль.
Пример 1.3. Какое вещество останется частично непрореа-гировавшим в ходе реакции 32 г меди с 22,4 л кислорода (н.у.):
2Cu + O2 = 2CuO
Решение.
Z(Cu) = 2, Z(O2) = 4.
2. = 1 моль-экв.
3. nэк(О2) 4 моль-экв. nэк(О2) > nэк (Сu), значит кислород останется в избытке.