Khimia_Lektsia

Томский межвузовский центр дистанционного образования

Смиров Г.В., Якунина Г.М.

ХИМИЯ

Учебное пособие

Томск – 2000

Смиров Г.В., Якунина Г.М.

Химия: Учебное пособие. - Томск: Томский межвузовский центр дистанционного образования, 2000. - 157 с.

Учебное пособие по химии написано для обучения студентов технических специальностей дистанционного обучения.

В данном пособии в сжатой форме изложены основные положения неорганической химии, в объеме необходимом для усвоения этой дисциплины. В содержание пособия включено девять разделов: основные понятия и законы химии; основные классы неорганических соединений, основы химической термодинамики, химическая кинетика; гетерогенные равновесия; строение атома и периодическая система; химическая связь; образование и структура молекул, электрохимические процессы и электролиз.

Учебное пособие может быть полезным при изучении курса химии не только студентами дистанционного, но и очного и заочного форм обучения.

Смиров Г.В., Якунина Г.М., 2000

Томский межвузовский центр дистанционного образования, 2000

3

СОДЕРЖАНИЕ

Введение …………………………………………………………………….. 7

1.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ………………………. 8

1.1.Моль. Закон Авогадро. Мольный объем газа …………………….. 8

1.2.Вопросы для самостоятельного контроля ………………………... 9

1.3.Определение молекулярных масс веществ в газообразном состоянии …………………………………………………………... 9

1.4.Эквивалент. Закон эквивалентов ………………………………….. 10

1.5.Вопросы для самопроверки ………………………………………... 12

1.6.Современное содержание стехиометрических законов …………. 12

2.ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ …….. 13

2.1.Классификация неорганических соединений ……………………... 13

2.2.Бинарные соединения……………………………………………….. 13

2.3.Оксиды ………………………………………………………………. 14

2.4.Кислоты ……………………………………………………………… 15

2.5.Гидроксиды ………………………………………………………….. 16

2.5.1.Амфотерные гидроксиды (основания) ………………………. 17

2.6.Соли ………………………………………………………………….. 17

3.ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ ……………………. 19

3.1.2.Термодинамические процессы самопроизвольные, несамопроизвольные, равновесные и неравновесные ……... 24

3.1.3.Внутренняя энергия …………………………………………... 25

3.1.4.Энтальпия ……………………………………………………... 25

3.1.5.Формулировка первого закона термодинамики …………….. 26

3.1.6.Выражение первого закона термодинамики для

изотермического, изохорного и изобарного процессов …… 27

3.1.7.Тепловые эффекты. Закон Гесса ……………………………... 28

3.1.8.Теплоемкость ………………………………………………….. 30

3.1.9.Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа …………………………. 32

3.2.Второй и третий законы термодинамики. Энтропия ……………... 33

3.2.1.Формулировка второго закона термодинамики …………….. 33

3.2.2.Энтропия ……………………………………………………… 34

3.2.3.Зависимость энтропии от температуры. Третий закон тер-

модинамики. Абсолютная и стандартная энтропии вещества 37

3.2.4.Изменение энтропии при фазовых превращениях ………….. 38

3.2.5.Термодинамические потенциалы ……………………………. 40

4

4.3.Молекулярность и порядок реакций ………………………………. 44

4.4.Сложные процессы. Параллельные, последовательные,

сопряженные и цепные реакции …………………………………... 46 4.5. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия

активации …………………………………………………………… 51

4.6.Обратимые реакции. Химическое равновесие ……………………. 55

4.7.Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье ……... 58

4.8. Понятие о катализе. Гомогенный и гетерогенный катализ ……… 63

5.ГЕТЕРОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ ……………………………………… 68

5.1.Основные понятия …………………………………………………… 68

5.2.Правило фаз Гиббса …………………………………………………. 69

5.3.Применение правила фаз Гиббса к однокомпонентным системам. Общий принцип построения диаграмм ……………………………... 69

5.4.Диаграмма состояния воды …………………………………………. 70

5.5.Двухкомпонентные системы. Равновесия …………………………. 71

5.5.1.Применение правил фаз Гиббса к двухкомпонентным системам ………………………………………………………... 71

5.5.2.Системы с неограниченной растворимостью компонентов в жидком и взаимной нерастворимостью в твердом состоянии ……………………………………………………… 72

5.5.3.Системы с неограниченной растворимостью в жидком

итвердом состоянии …………………………………………. 75

5.5.4. Системы с неограниченной растворимостью компонентов в жидком и взаимной нерастворимостью в твердом состоянии …………………………………………. 76

5.5.5.Термический анализ …………………………………………… 78

6.СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ……………. 80

6.1.Основные сведения по теории строения атома ……………………. 80

6.2.Электронная оболочка атома ……………………………………….. 81

6.3.Атомные спектры. Главное квантовое число ……………………… 83

6.4.Орбитальное квантовое число ………………………………………. 84

6.5.Магнитное квантовое число ………………………………………… 85

6.6.Спиновое квантовое число ………………………………………….. 86

6.7.Принцип Паули ………………………………………………………. 86

6.8.Периодическая система Д. И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронным структурам атомов …. 87

6.9.Электронные структуры атомов ……………………………………. 88

6.10.Структура периодической системы ………………………………. 92

6.11.Энергия ионизации и сродство к электрону ……………………... 94

6

9.4.1.Химическая поляризация …………………………………….. 150

9.4.2.Концентрационная поляризация ……………………………... 150

9.5.Вторичные процессы при электролизе ……………………………. 151

9.6.Законы электролиза ………………………………………………… 152

9.7.Применение электролиза …………………………………………… 153

9.8.Типовые примеры …………………………………………………... 153

9.9. Вопросы для самопроверки ………………………………………… 157

7

ВВЕДЕНИЕ

При подготовке специалистов важно сформировать уже на младших курсах у студентов научное мировоззрение. Они должны овладеть знанием не только классической химии, но и современными разделами химической науки, составляющими основу различных отраслей новой техники. Общая химия оперирует с теоретическими представлениями и концепциями, составляющими фундамент не только неорганической химии, но и всей системы химических знаний. Поэтому особое внимание в учебнике обращается на структуру атомов и периодический закон, природу химической связи и теорию химического строения, также элементы химической термодинамики.

На основе успехов химии твердого тела по-новому излагаются вопросы современной химической атомистики, постоянства и переменности химического состава, четко очерчиваются границы применимости стехиометрических законов и отмечается их ограниченный характер. Даются формулировки законов постоянства состава, эквивалентов и кратных отношений с учетом немолекулярной формы существования вещества. В конечном итоге важнейшей задачей химии (неорганической и органической) было и остается выявление зависимости между химическим строением вещества, с одной стороны,

иего свойствами — с другой.

Вкниге большое место отведено взаимодействию металлов друг с другом, а также металлов с неметаллами, в результате чего образуются вещества с металлическим типом связи. Взаимодействие металлов между собой представляет большой интерес хотя бы потому, что подавляющее большинство элементов Периодической системы (более 80 из 105) является металлами. К этому надо добавить колоссальное практическое значение металлов, металлических соединений и твердых растворов на их основе. Четко разграничены важнейшие характеристики элементов—валентные состояния и степени окисления. О валентных состояниях элемента нельзя говорить, если неизвестно химическое строение вещества, в состав которого входит данный элемент.

Важнейшие константы, единицы энергии и некоторые другие физические величины в Международной системе (СИ)

Постоянная Авогадро NА=6,02×1023 моль-1.

Постоянная Больцмана k=1,3 ×10-16 эрг×град-1=1,38×10-23 Дж×град-1. Постоянная Планка h= 6,62×10-27 эрг×с=6,62×10-34 Дж×с. Постоянная Ридберга R ∞=1,097×105 см-1=1,097×107 м-1.

Элементарный заряд электричества е=4,80×10-10 эл.ст. ед=1,60×10-19 Кл. 1 атомная единица массы =1,66×10-27 кг.

Масса покоя электрона m0=9,11 × 10-31 кг.

8

Скорость света в вакууме с=3×1010 cм×c-l=3× 108 м×с-1. Универсальная газовая постоянная R=8,32 Дж×моль-1 ×град-1. 1 Дж=6,25×1018 эВ.

1 эВ=1,60×10-19 Дж.

1мк=1 мкм=10-6 м.

1.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

1.1. Моль. Закон Авогадро. Мольный объем газа

Молекула есть наименьшая частица вещества, которая способна существовать самостоятельно и не может дробиться без потери основных химических свойств данного вещества.

Если молекула состоит из атомов, то молекулярная масса равна суммарному значению атомных масс атомов, составляющих данную молекулу. За единицу молекулярных и атомных масс в качестве единой принята углеродная шкала.

Молекулярная масса - это число, показывающее, во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома углерода изотопа 12.

За единицу количества вещества принят моль.

Моль - количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г (0,012 кг) изотопа углерода 12С.

Число частиц в моле любого вещества одно и то же. Оно равно 6,02×1023 и называется постоянной Авогадро (NA).

Согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул, следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа и при нормальных условиях (00С, давлении 101,325 кПа) равен 22,4 л.

ПРИМЕР. Сколько молей кислорода находится в 1 л воздуха, если объемное содержание его составляет 21 % (условия нормальные).

РЕШЕНИЕ. При нормальных условиях кислород, содержащийся в 1 л воздуха, займет объем 0,21 л. Зная мольный объем кислорода, находим число его молей в 0,21 л О2.

1 моль занимает объем 22, 4 л, Х молей занимает объем 0,21 л,

Х=0,21/22,4=0, 093 моля Н2.

9

ПРИМЕР. Определить объем, занимаемый 5,25 г азота при 26 0С и давлении 98,9 кПа (742 мм.рт.ст.).

РЕШЕНИЕ. Зная мольный объем и мольную массу (28.0 г/моль) N2, находим объем, который будут занимать 5,25 г азота при нормальных условиях.

28,0 г азота занимают объем 22,4 л

5,25 г - - V0

V0=(5,25×22,4)/ 28= 4,2 л

Затем приводим полученный объем к указанным в задаче условиям: V=P0 ×V0 ×T/(P×T0) =101,3× 4,2×299/(98,9×273)=4,71 л

1.2. Вопросы для самоконтроля

1.2.1.Смешали равные объемы H2 и Cl2 . Как изменится объем смеси после протекания реакции: а) не изменится; б) увеличится в два раза; в) уменьшится в два раза?

1.2.2.Каково соотношение объемов, занимаемых 1 молем HCl и 1 молем

Cl2 (Т и Р одинаковы ) : a) VHCl >V Cl2 ;б) VHCl =V Cl2 ; в) VHCl <V Cl2 ;

1.2.3.При нагревании HBr полностью разлагается. При этом объем газа не изменяется. Каковы продукты реакции разложения:

а) атомы Н и Br; б) молекулы Н2 и Br2; в) молекулы H2 и атом Вr?

1.2.4.После взрыва смеси, состоящей из одного объема исследуемого газа

иодного объема H2 , получился один объем водяного пара и один объем азота. Все измерения производились при одинаковых условиях. Какая формула исследуемого газа: а) NО; б) N2О; в) NO2 .

1.3.Определение молекулярных масс веществ в газообразном состоянии

Чтобы определить молекулярную массу вещества в а.е., обычно находят численно равную ей молекулярную массу вещества в г/моль. В практике определяют молекулярную массу:

1)по плотности газа по водороду µ=2DН или по воздуху µ=29Двоздух или по другому газу;

2)по мольному объему;

3)по уравнению Клапейрона-Менделеева

PV=(m0RT)/µ,

где Р - давление газа; - объем газа; m0 - количество веществ; µ - мольная масса, Т - температура (К); R - газовая постоянная—(8,3144 Дж/моль×К - в

10

системе СИ, в других единицах имеет следующие значения: 0,082 л×ат/моль ×К; 62,36 л×мм/моль×К; 1,99 кал/моль×К).

ПРИМЕР. Определить молекулярную массу хлора, если при н.у. 0,824г его занимают объем 0,26 л.

РЕШЕНИЕ. При н.у. 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Вычислив массу 22,4 л данного газа, находим его молекулярную массу.

0,824 г занимают объем 0,26 л

Х г - - - - - - - - - - 22,4 л Х=(22,4×0,824)/0,26 = 71г.

Для хлора мольная масса равна 71,0 г/моль, а его молекулярная масса - 71 а. е. м.

ПРИМЕР. Вычислить молекулярную массу бензола, зная, что масса 600 мл его паров при 870С и давлении 63,2 кПа равна 1,30 г.

РЕШЕНИЕ. Выразив данные задачи в единицах СИ (Р= 8,32×104 Па; V= 6 × I0-4 м3; m = 1,30 ×10-3 кг; Т = 360 К) и подставив их в уравнение Кла- пейрона-Менделеева, находим:

µ=(1,30×10-3 ×8,31×360)/(8,32×104×6×10-4)=78,0×10-3кг/моль=78 г/моль. Моле-

кулярная масса бензола равна 78 а.е.м.

ПРИМЕР. Плотность газа по воздуху равна 1,17. Определить молекулярную массу газа.

РЕШЕНИЕ. По формуле µ =29 Д воздух мольная масса газа µ =1,17×29 = =33,9 г/моль, что соответствуем молекулярной массе, равной 33,9 а.е.м.

1.4. Эквивалент. Закон эквивалентов

Эквивалентом вещества называется такое количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода (l г/моль) или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента вещества. ПРИМЕР. Определить эквиваленты и эквивалентные массы элементов в

соединениях НВг, Н2О и NH3.

РЕШЕНИЕ. В указанных соединениях с 1 молем атомов водорода соединяется 1 моль атомов брома, 1/2 моля атомов кислорода и 1/3 моля атомов азота. Следовательно, согласно определению, эквиваленты брома, кислорода и азота равны соответственно 1 молю, 1/2 и 1/3 моля. Исходя из мольных масс атомов этих элементов, находим, что эквивалентная масса брома равна - 79,9 г/моль, кислорода 16 × 1/2 = 8 г/моль, азота - 14×l/3=4,67 г/моль.