Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

Хімія / Общая химия конслек Модуль 1_

.pdf
Скачиваний:
33
Добавлен:
13.02.2016
Размер:
1.17 Mб
Скачать

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ КРИВОРІЗЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ кафедра хімії

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

до самостійної роботи з дисципліни

«ХІМІЯ»

для студентів I курсу будівельних і гірничих спеціальностей

Модуль I

Кривий Рiг 2008

Укладачі: Мовчан В.В., канд. хім. наук, доцент Мовчан О.Г., канд. хім. наук, доцент

Вiдповiдальний за випуск: Часова Е.В., канд. хім. наук, доцент

Рецензент: Удовенко О.П., канд. техн. наук, доцент

Методичні вказівки до самостійного вивчення дисципліни «Хімія» містять основні теоретичні відомості, а також приклади, питання для самоконтролю та задачі для самостійного розв’язування з усіх розділів загальної хімії за програмою нехімічних спеціальностей вищих навчальних закладів України. Матеріал вказівок побудований таким чином, щоб користувач міг самостійно зрозуміти закономірності хімічних процесів, виробити у себе хімічне мислення, уміння самостійно розв’язувати типові задачі з хімії.

Для студентів 1 курсу будівельних і гірничих спеціальностей.

РОЗГЛЯНУТО

СХВАЛЕНО

 

на вченій раді

на засіданні кафедри хімії

металургійного факультету

Протокол №

Протокол №

від «___» _______200_ р.

від «____» ________200_ р.

2

ЗМІСТ МОДУЛЯ I

 

1. Основні хімічні поняття і стехіометричні закони ....................................................

4

1.1. Предмет хімії і основні хімічні поняття............................................................

4

1.2. Основні закони хімічної взаємодії ....................................................................

6

1.3. Запитання для самоконтролю..........................................................................

11

1.4. Задачі для самоконтролю ................................................................................

12

2. Основні класи неорганічних сполук.......................................................................

14

2.1. Оксиди .............................................................................................................

14

2.2. Гідрати оксидів................................................................................................

19

2.3. Солі..................................................................................................................

23

2.4. Запитання для самоконтролю..........................................................................

25

2.4. Задачі для самоконтролю ................................................................................

26

3. Будова атома. Періодичний закон Д.І.Менделєєва ................................................

28

3.1. Загальні уявлення про будову атома, природа електрона і характеристики

 

його стану в атомі...................................................................................................

28

3.2. Квантові числа.................................................................................................

31

3.3. Розподіл електронів в атомі, електронні й електронно-графічні формули

 

елементів ................................................................................................................

34

3.4. Періодичний закон та періодична система елементів Д.І.Менделєєва...........

37

3.5. Радіуси атомів та йонів елементів...................................................................

39

3.6. Закономірності зміни енергетичних характеристик елементів.......................

40

3.7. Запитання для самоконтролю..........................................................................

45

3.8. Задачі для самоконтролю ................................................................................

47

4. Хімічний зв’язок. Кристалічний стан речовин.......................................................

49

4.1. Основні типи хімічного зв’язку. Ковалентний зв’язок...................................

49

4.2. Іонний зв'язок ..................................................................................................

58

4.3. Металічний зв'язок ..........................................................................................

58

4.4. Водневий зв'язок..............................................................................................

59

4.5. Міжмолекулярна взаємодія.............................................................................

59

4.6. Тверді тіла. Типи кристалічних граток ...........................................................

60

4.7. Запитання та задачі для самоконтролю...........................................................

62

5. Основи хімічної термодинаміки.............................................................................

64

5.1. Основні термодинамічні поняття....................................................................

64

5.2. Термохімія.......................................................................................................

65

5.3. Напрям перебігу хімічних процесів. ...............................................................

70

5.4. Питання для самоконтролю.............................................................................

72

5.5. Задачі і вправи для самостійної роботи...........................................................

73

6.Хімічна кінетика і рівновага....................................................................................

75

6.1. Загальні уявлення про швидкість хімічних реакцій........................................

75

6.2. Закон діючих мас.............................................................................................

76

6.3. Енергія активації.............................................................................................

78

6.4. Вплив температури на швидкість реакції........................................................

79

6.5. Каталіз..............................................................................................................

80

6.6. Хімічна рівновага ............................................................................................

82

6.7. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу.Принцип ле Шательє.........

84

6.8. Запитання та задачі для самоконтролю ...............................................................

85

Список рекомендованої літератури............................................................................

87

3

1. Основні хімічні поняття і стехіометричні закони

1.1. Предмет хімії і основні хімічні поняття

Хімія – наука про склад, властивості і будову речовин, про їхні перетворення, про залежність властивостей від складу і будови речовин, про взаємодію, добування і використання речовин.

Згідно з атомно-молекулярним вченням об’єктом хімії є моле-

кули й атоми.

Молекула – це найменша частинка речовини, що зберігає склад і хімічні властивості речовини.

Молекула складається із атомів, кількість яких може бути різною. Так, молекули інертних газів – одноатомні, молекули водню, азоту, кисню – двоатомні, води – триатомні і т.д. Молекули найскладніших речовин – вищих білків і нуклеїнових кислот – побудовані із сотень тисяч атомів.

Однак у всіх випадках частинки, що утворюють речовину, є молекулами. Багато речовин у твердому і рідкому стані, наприклад, більшість солей, мають не молекулярну, а іонну структуру. Деякі речовини мають атомну будову.

Атом – найменша частина хімічного елемента, що має його хімічні властивості.

Атоми різних елементів відрізняються один від одного зарядом ядра й мають різні атомні маси. Атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, які перебувають на певних енергетичних рівнях.

Хімічний елемент – це сукупність однорідних атомів, що мають однаковий заряд ядра і характеризуються певною атомною масою.

Хімічні елементи позначають відповідними символами, що складаються з першої або двох перших букв латинської назви цього елемента. Наприклад, H –Hydrogenium, He –Helium, O – Oxegenium, Cu

– Cuprum.

Проста речовина – складається з молекул, атомів одного й того самого елемента (наприклад, Xe, Ne, O2, N2, Cl2, Fe, Al). Молекули простих речовин можуть складатися з одного (Xe, Ne), двох (O2, N2, Cl2) і більшої кількості атомів (O3, Р4, S8) одного елемента. Проста речовина – це форма існування хімічного елемента у вільному стані.

Існування хімічного елемента у вигляді кількох простих речовин називається алотропією; різні прості речовини, утворені одним

4

елементом, називаються алотропічними видозмінами цього елемента. Явище алотропії зумовлене в одних випадках тим, що молекули різних алотропічних видозмін складаються з різного числа атомів (O2 – кисень, O3 – озон), в інших – тим, що їх кристали мають різну будову (алмаз, графіт, модифікації сірки).

Складні речовини побудовані з молекул, атомів або іонів різних елементів (наприклад, Н2О, SО2, СаSО4).

Атомна маса – це маса атома даного елемента, що виражена в умовних атомних одиницях маси (а.о.м).

Атомна маса показує в скільки разів маса атома даного елемента більша від атомної одиниці маси (тобто більше 1/12 маси нукліду вуглецю 12С), позначається Аr. Атомна одиниця маси дорівнює 1,667 10-24 г.

Молекулярна маса – це маса однієї молекули, яка виражена в атомних одиницях маси (а.о.м.).

Молекулярна маса також є величиною відносною, що показує, в скільки разів маса молекули даної речовини важча а.о.м. і позначається Мr.

Молекулярна маса речовини дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули.

У практичній діяльності для вимірювання кількості речовини в хімії використовують одиницю, що носить назву моль.

Моль – це кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, тощо), скільки атомів містить 12 г нукліду 126 C .

Кількість структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів), що містить один моль речовини, дорівнює N=6,02 1023. Ця величина носить назву число Авогадро.

Отже, один моль будь-якої речовини – це така її кількість, що містить 6,02 1023 молекул, атомів, іонів тощо.

Маса одного моля даної речовини в грамах має назву молярної маси.

Молярна маса – це відношення маси речовини до кількості речовини

Молярну масу вимірюють у грамах на моль (г/моль). Чисельно вона дорівнює молекулярній масі даної речовини.

5

Примітка. При застосуванні поняття “моль” необхідно завжди зазначити, про моль яких частинок йде мова. Наприклад, слід відрізняти моль атомів Н, молекул Н2, моль іонів Н+.

1.2.Основні закони хімічної взаємодії

У1748 р. російський вчений М.В.Ломоносов сформулював один із фундаментальних законів природи – закон збереження маси:

Маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції.

З точки зору атомно-молекулярного вчення закон збереження маси речовин пояснюється тим, що під час хімічних реакцій загальна кількість атомів не змінюється, а лише відбувається їх перегрупування. Наприклад, для реакції, яка виражається 22=2Н2О скільки атомів водню вступило в реакцію, стільки ж їх залишилось після реакції, тобто число атомів елемента у речовинах, що вступають у реакцію дорівнює числу їх у речовинах, що утворилися внаслідок реакції.

Закон збереження маси є основним законом хімії. Всі розрахунки за хімічним рішенням виконуються на основі цього закону. Виникнення сучасної хімії як точної науки пов’язане з відкриттям М.В.Ломоносовим закону збереження маси речовини.

Закон сталості складу (Ж.Л.Пруст, 1801):

Співвідношення між масами елементів, що входять до складу даної сполуки, сталі й не залежать від способу добування цієї сполуки.

Наприклад, воду можна отримати за допомогою кількох хімічних реакцій:

1)22=2Н2О;

2)2NaOH+Н24=Na24+2Н2О;

3)CaSО4 2О=CaSО4+2Н2О

У всіх випадках чиста вода складається із двох атомів водню і одного атома кисню. Співвідношення маси атомів водню і кисню в молекулі води складає 1:8, тобто із 1 г водню і 8 г кисню завжди утворюється 9 г води.

Приклад 1. Скільки грамів води утвориться із 3 г водню і 12 г кисню? Яка речовина взята в надлишку?

Розв’язання. Із умови задачі видно, що водень взято в надлишку, тому що кисню потрібно мати 24 г (3 8=24), щоб вступив у реакцію

6

весь водень (3 г). Кисню у нас 12 г, тобто тільки 12/8=1,5 г водню вступить у реакцію з 12 г кисню. Отже, утвориться 1,5+12=13,5 г води.

Закон сталості складу може бути застосований лише для хімічних сполук, що мають молекулярну будову.

Для речовин, які складаються із атомів чи іонів, існують відхилення від закону сталості складу. Так, у оксиді титану ТіО2 на кожну одиницю маси титану припадає від 0,65 до 0,67 одиниць маси кисню, що відповідає формулі ТіО1,9-2,0. Звичайно формули такого типу відображають не склад молекули, а показують лише межі зміни складу речовини.

Сполуки змінного складу детально вивчав російський вчений Н.С.Курнаков, який назвав такі сполуки бертолідами на честь французького вченого Бертоле, який відстоював у суперечці з Прустом погляд на хімічні сполуки як сполуки, що мають змінний склад.

Хімічні сполуки, що характеризуються сталим складом Н.С.Курнаков назвав дальтонідами на честь англійського вченого Дальтона.

Велике значення для ствердження атомістичної теорії мало від-

криття Дж.Дальтоном закону кратних відношень:

Якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук, то маси одного з елементів, що припадають у цих сполуках на ту саму масу другого, відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Наприклад, кисень з азотом утворює п’ять різних оксидів (N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5), в яких маси кисню, що припадають на одну й ту саму масову частку азоту, відносяться між собою, як 1:2:3:4:5.

Цей закон стосується сполук сталого складу, тобто тих, що мають молекулярну структуру. Для сполук, які не мають молекулярної структури, масові кількості одного елемента відносно другого можуть мати і не цілочисельні значення.

Закон об’ємних відношень (Ж.Гей-Люссак):

За однакових умов об’єми газів, що вступають у реакцію, відносяться між собою і до об’ємів газів, що утворилися, як невеликі цілі числа.

7

Так, наприклад, з одним об’ємом кисню завжди реагують два об’єми водню з утворенням двох об’ємів водяної пари, тобто їх об’ємні співвідношення дорівнюють 1:2:2.

Італійський учений Авогадро в 1811 р. висловив гіпотезу, що згодом перетворилась в закон Авогадро:

В рівних об’ємах різних газів за однакових умов (T=const, P=const) міститься однакове число молекул.

Закон Авогадро справедливий лише для газоподібних речовин. Для рідин і твердих речовин об’єм однакового числа молекул різний і залежить від розмірів самих молекул або атомів.

Висновки із закону Авогадро:

-молі різних газів за однакових умов займають однаковий об’єм;

-моль будь-якої газоподібної речовини за нормальних умов (273

Кі 101,3 кПа) займає об’єм 22,4 л, цей об’єм називають молярним об’ємом газоподібних речовин.

Знаючи число Авогадро (6,02 1023) і масу моля, можна обчислити абсолютну масу дискретної частинки цієї речовини.

Приклад 2. Обчислити масу однієї молекули водню в грамах. Розв’язання. Маса однієї молекули водню в грамах дорівнює:

m(H

2

)

2,016

3,35 10 24 г

6,02 1023

 

 

 

Молярні маси М(Х) газоподібних речовин або речовин, що легко переходять у газоподібний стан без розкладу, можна визначити такими способами:

1) За рівнянням Менделєєва-Клапейрона

PV

m(Х)

RT

(1)

 

 

 

M(Х)

 

звідси

 

M(Х)

m(Х)RT

(2)

PV

 

 

 

де Р – тиск газу, Па; V - його об’єм, м3; m(Х) - маса газу, г; М(Х) – молярна маса газу, г/моль; Х – формульне позначення речовини; R - універсальна газова стала, R=8,31 Дж/(моль К); Т – абсолютна температура, К.

Приклад 3. Обчислити молярну масу ацетону, якщо маса 0,5 л парів ацетону при температурі 87 С і тиску 96 103 Па дорівнює 0,93 г.

8

Розв’язання. Значення всіх величин, що дані в задачі, підставимо в рівняння (2) і обчислимо молярну масу. Тиск виражено в паскалях,

тому R=8,31 Дж/(моль К); Т=273+87=360 К.

M(С Н

О)

0,93 8,31 103 360

58 г/моль.

96 103

0,5

3 6

 

 

2) На підставі закону Авогадро. Згідно із законом Авогадро відношення мас рівних об’ємів різних газів дорівнює відношенню їх мо-

лярних мас, тобто

 

 

 

 

m1

 

M1

(3)

 

m2

M2

 

 

 

але

 

 

 

 

m1

 

D,

(4)

 

m2

 

 

 

 

де m1, m2 – маси рівних об’ємів газів; М1, М2 – молярні маси цих газів; D – відносна густина першого газу за другим.

Якщо рівняння (4) підставимо в рівняння (3), отримаємо:

М12 D, (5)

тобто, молярна маса газу дорівнює його густині відносно іншого газу, помноженій на молярну масу цього газу.

Дуже часто густину газу визначають відносно водню або повітря. В цьому випадку вираз (5) має вигляд:

M 2 D(H2)

(6)

M 29 D(повітря)

(7)

де 2 г/моль – молярна маса водню; 29 г/моль – середня молярна маса повітря.

Приклад 4. Визначити молярну масу невідомого газу, якщо густина його відносно повітря дорівнює 1,517.

Розв’язання: Згідно з рівнянням (7) отримаємо

М=29 1,517=44 г/моль Всі хімічні реакції протікають у відповідності з законом екві-

валентів:

Маси взаємодіючих речовин відносяться між собою так, як молярні маси їх еквівалентів.

Еквівалентом елемента називається така його кількість, яка сполучається з 1 моль атомів водню в хімічних реакціях, або за-

9

міщує таку саму кількість атомів водню в хімічних реакціях.

Наприклад, у сполуках HCl, H2S, NH3, CH4 еквівалент хлору, сірки, азоту, вуглецю дорівнює відповідно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль.

Таким чином, еквівалент одновалентного елемента дорівнює 1

моль, а багатовалентних -

1

моль, де Z* - число еквівалентності, що

Z*

 

 

дорівнює для елемента його валентності в даній сполуці.

Еквівалентом складної речовини називається така її кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом водню або з одним еквівалентом будь-якої речовини

Маса одного еквівалента елемента називається молярною масою еквівалента і позначається mЕ(Х).

Між молярною масою еквівалента, молярною масою атомів і валентністю елемента в даній сполуці існує залежність

mE (X) E(X) M(X)

1

M(X)

M(X)

,

Z*

 

 

 

B

де E(X) – еквівалент, Z* - число еквівалентності, В валентність елемента в даній сполуці.

Так, у розглянутих прикладах молярні маси еквівалентів хлору, сірки, азоту, вуглецю відповідно дорівнюють 35,45 г/моль; 32/2=16

г/моль; 14/3=4,67 г/моль; 12/4=3 г/моль.

Еквіваленти і молярні маси еквівалентів звичайно знаходять за даними аналізу сполук або на підставі результатів заміщення одного елемента іншим. При цьому не обов’язково виходити з його сполук з воднем. Еквівалент (молярну масу еквівалента) можна визначити за складом сполук даного елемента з будь-яким іншим, еквівалент (молярна маса еквівалента) якого відомий (відома).

Приклад 5. Визначити молярну масу еквівалента і еквівалент магнію, якщо при згорянні 1 г цього металу утворилось 1,658 г оксиду

магнію (молярна маса еквівалента кисню mE( 1О )=8 г/моль). 2

Розв’язання. Згідно з законом еквівалентів маємо:

10

Соседние файлы в папке Хімія