Химия учеб посрбие

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ВОЛГОГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Г.К. Лобачева

ХИМИЯ

Учебное пособие

Рекомендовано УМО по образованию в области экологии

и устойчивого развития в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся по специальностям

«Геоэкология» и «Природопользование»

Волгоград 2004

ÁÁÊ 24ÿ73 Ë68

Рецензенты:

д-р техн. наук, проф., зав. кафедрой Волгоградского государственного технического университета

В.Ф. Желтобрюхов; д-р хим. наук, проф., зав. кафедрой Волгоградского

государственного технического университета

О.И. Тужиков

Лобачева Г.К.

Ë68 Химия: Учебное пособие. — Волгоград: Изд-во ВолГУ, 2004. — 170 с.

ISBN 5-85534-

Учебно-методическое пособие содержит материал, соответствующий требованиям «Стандарта для высших и средних специальных учебных заведений», и способно помочь в обобщении и систематизации основных сведений по общим вопросам химии, в усвоении основных законов химии, при выполнении лабораторного практикума и решении химических задач, а также проверки усвоения полученных знаний методом тестирования.

ÁÁÊ 24ÿ73

ISBN 5-85534-

© Г.К. Лобачева, 2004 © Издательство Волгоградского

государственного университета, 2004

— 2 —

Владение простыми приемами электромонтажа (сборка простой установки по схеме, составление монтажной схемы установки с включением электроизмерительных приборов для регулирования тока).

Умение провести и объяснить лабораторный опыт с использованием электрического тока (испытание электропроводности твердых веществ, растворов).

4.Умение обращаться с наиболее широко применяемыми в работе и исследовательской практике реактивами, знание правил их хранения.

5.Умение провести инструктаж по технике безопасности при выполнении химических опытов и требовать их строгого соблюдения. Умение оказать первую помощь при травмах. Знание общих положений по организации охраны труда и техники безопасности при работе с газообразными веществами, едкими веществами и легковоспламеняющимися жидкостями, при эксплуатации электрооборудования.

6.Владение методикой решения и правильного оформления расчетных и экспериментальных задач, умение составлять рас- четные и качественные задачи по темам курса и усложнения задачи для практической работы.

7.В области химического эксперимента студент должен:

а) четко знать цели и задачи осуществляемого эксперимента, его теоретическое обоснование;

б) строго соблюдать условия проведения опыта, уметь оценивать влияние изменения условий на результаты опыта;

в) уметь вести целенаправленное наблюдение за ходом опыта, фиксировать все изменения в процессе протекания реакции;

г) уметь анализировать опыт и делать выводы из наблюдений; д) уметь обрабатывать результаты эксперимента, получен-

ные различными методами; е) уметь вести лабораторные записи.

Выражаю благодарность студенту 4 курса группы ГЭ ВолГУ Малыхину Дмитрию за помощь, оказанную при подготовке учебнометодического пособия.

— 5 —

Òåìà 1

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

М.В. Ломоносову принадлежит открытие закона сохранения массы (веса) (1748 г.). Масса (вес) веществ, вступивших в реакцию, равна массе (весу) веществ, образующихся в результате реакции, — экспериментально подтвердил ученый на примере обжигания металлов в запаянных сосудах в 1756 г.

М.В. Ломоносов является основоположником атомно-молекулярного учения, в основе которого лежит принцип дискретности (прерывности строения) вещества: всякое вещество не является ÷åì-òî сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц.

Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекулы в свою оче- редь состоят из атомов.

Àòîì — наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

В состав молекулы может входить различное число атомов: H2, N2, Cl2, O2 — двухатомны, Н2О — трехатомна. Молекулы белков, каучуков, нуклеиновых кислот состоят из такого количества атомов, которые измеряются тысячами и сотнями тысяч.

— 6 —

Идеи М.В. Ломоносова не были поняты современниками, и только в конце XVIII в. в химии прочно утвердились количе- ственные методы исследования, был изучен количественный состав многих веществ.

В XVIII в. был установлен закон постоянства состава: каждое химическое соединение, независимо от способа его получения, имеет определенный весовой состав (CuO, N2O3, Al2O3).

Из этого закона следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в строго определенных весовых отношениях.

Изучая соединения, которые образуют несколько соединений с теми же элементами (Fe2O3, FeO; CO, CO2), английский ученый Дальтон (1766—1844) в 1803 г. установил закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то весовые количества одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одно и то же количество другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

В конце XVIII в. был открыт очень важный для химии закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в весовых количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Количество вещества, масса которого в граммах численно равна его эквиваленту, называется грамм-эквивалентом и обозначается г-экв: 1 г-экв Cl = 35,5 г, 1 г-экв Na = 23 г.

Измеряя объемы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений, èëè «химического» закона Гей-Люссака: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

— 7 —

Итальянский физик Авогадро установил закон: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при

равна 1,43 г. Следовательно, объем 1 г-м кислорода (32 г) при тех же условиях составит: 32 : 1,43 = 22,4 л. Это относится и к азоту, и двуокиси углерода, и т. д.

В 1961 г. была принята единая шкала атомных весов, основой которой является углеродная единица, представляющая собой 1/12 часть массы атома изотопа углерода Ñ12. Согласно этой шкале масса атома водорода равна 1,0079 углеродных единиц, масса атома кислорода — 15,9994 углеродных единиц.

В настоящее время атомным весом (относительной атомной массой) элемента называют массу его атома, выраженную в углеродных единицах.

Молекулярным весом (относительной молекулярной массой) простого или сложного вещества называют массу его молекулы, выраженную в углеродных единицах.

Молекулярный вес газа равен его плотности по отношению к другому газу, умноженной на молекулярный вес второго газа:

Ä= M1

M2

-по воздуху (молекулярный вес воздуха = 29)

-по водороду и т. д.

Грамм-молекулой называется количество вещества, масса которого в граммах численно равна молекулярному весу вещества. Например: масса 1 г-м Н2 = 2 ã, Í2Î = 18 ã.

Одна грамм-молекула любого вещества содержит одно и то же число молекул.

— 8 —

Число молекул в одной грамм-молекуле (число Авогадро) определено с большой точностью А = 6,02.1023.

Грамм-молекула любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Этот объем называется грамм-молекуляр- ным или мольным объемом газа.

Пользуясь мольным объемом, легко вычислить молекулярные веса газов.

Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, отличных от нормальных. Для приведения объема к нормальным условиям можно пользоваться уравнением, объединяющим газовые законы Бойля — Мариотта и Гей-Люссака:

P0, V0, T0 — нормальные условия (P0 — 760 ìì ðò. ñò. = 101,325 êÏà, Ò0 = 273 Ê, V0 — объем газа при нормальных условиях).

Молекулярные веса газов можно вычислить также, пользуясь уравнением состояния идеального газа — уравнением Клайперона — Менделеева:

m

PV = 1000 M RT,

åñëè m — в граммах, Ð — â ìì ðò. ñò., V — в литрах, то R = 62,4 ë . ìì ðò. ñò./ìîëü . ãðàä; åñëè Ð — â Ïà, Ì — его мольная масса, г/моль, V — â ì3, R = 8,314 Äæ/ìîëü . Ê.

При обычных условиях различные газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях.

При этом каждый газ, входящий в состав смеси, характеризуется своим парциальным давлением.

Установленный Дальтоном закон парциальных давлений гласит: давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.

Все законы: Дальтона, Гей-Люссака и Авогадро — приближенные законы (они справедливы, когда давления незначительные).

Определение атомных весов. Валентность, закон Авогадро позволяют определить число атомов, входящих в состав молекул простых газов.

— 9 —

Молекулы Cl2, H2, O2, N2 двухатомны.

Определив молекулярный вес и разделив на 2, получим атомный вес.

Метод Канниццаро: сначала находят молекулярные веса возможно большого числа газообразных соединений элемента, затем по данным анализа вычисляют, сколько весовых единиц приходится на долю этого элемента в молекуле каждого из взятых соединений. Наименьшее из полученных чисел и принимается за искомый вес.

При определении атомных весов металлов в свое время был использован другой метод, основанный на зависимости между атомным весом элемента и удельной теплоемкостью соответствующего простого вещества в твердом состоянии:

γ уд. теплоем. = 6,2 êàë/ãðàä.

Найденная закономерность получила название правила Дюлонга и Пти (1819 ã).

Атомная теплоемкость большинства простых веществ в твердом состоянии лежит в пределах 5—7 кал/г-атом . град, в среднем около 6,2 кал/г-атом . ãðàä.

Из правила Дюлонга и Пти следует, что, разделив 6,2 на удельную теплоемкость простого вещества, легко определяемую из опыта, можно найти приближенное значение атомного веса соответствующего элемента.

Между атомным весом элемента и его эквивалентом существует соотношение, в которое входит также валентность элемента.

Связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе была установлена Менделеевым. Он же ввел понятие о переменной валентности.

— 10 —