ТДП / Матыс_Общая химия
.pdfЛЕКЦИИ по дисциплине
«ОБЩАЯ ХИМИЯ» для студентов 1 курса специальностей
«Машины и оборудование лесного комплекса»; «Лесоинженерное дело»
МАТЫС ВЛАДИМИР ГЕНРИХОВИЧ Кафедра Х,ТЭХПиМЭТ
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Основные понятия химии
Химия – это наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях.
Вещества состоят из атомов, молекул, ионов, радикалов.
Процесс превращения одних веществ в другие называется химической реакцией. В результате химической реакции изменяется состав, структура
или заряд участвующих в процессе частиц при неизменности химической природы атомов:
состав: H2 + Cl2 = 2HCl,
структура: CH2 = CH – CH 2 – CH 3 → CH3 – CH = CH – CH 3, заряд: Cu2+ + Fe° → Fe2+ + Cu°.
Способность веществ участвовать в тех или иных реакциях характеризует его химические свойства.
К физическим свойствам относятся: плотность, цвет, агрегатное состояние, tпл и tкип, электрическая проводимость и т.д. При физических
T
{ }¾¾®( )
явлениях состав вещества остается неизменным: H2O ¬¾ H2O .
Основу современной химии составляет атомно-молекулярное учение, развитое еще Ломоносовым, сущность которого заключается в следующем:
–все вещества состоят из молекул;
–молекулы состоят из атомов;
–частицы (атомы и молекулы) находятся в непрерывном движении;
–молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов (Fe, N2, O2), молекулы сложных веществ состоят из различных атомов (CuO, H2O,
H2SO4).
Атом – наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств (атомы неделимы химическим путем).
m = 10-27 – 10 -25 кг
Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элементы сгруппированы в периодической таблице Д.И. Менделеева.
Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные свойства.
При обычных условиях вещества с молекулярной структурой могут находиться в твердом [Ca], жидком {H2O} или газообразном (Cl2 ) состоянии.
Массы атомов чрезвычайно малы, поэтому в химии пользуются не их
абсолютными значениями, а относительными (Ar).
Относительная атомная масса химического элемента – отношение массы его атома к 1/12 массы изотопа 126 C .
1/12 массы изотопа 126 C принята за атомную единицу массы ( а.е.м. ).
1 а.е.м. = 1 |
m(C) = |
1, 993×10−26 |
= 1, 667 ×10−27 кг . |
|||||||
|
12 |
|
|
|||||||
12 |
|
|
|
|
|
|
|
|||
m(O) = 2, 667 ×10−26 кг , |
Ar(O) = |
2, 667 ×10−26 |
= 15, 994 » 16 |
|||||||
1, 667 ×10−27 |
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
||||
m(H) = 1, 674 ×10−27 кг , |
|
Ar(H) = |
1, 674 ×10−27 |
|
= 1, 0079 » 1 |
|||||
|
1, 667 ×10−27 |
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
Относительная молекулярная |
|
масса (Mr) вещества – отношение |
||||||||
массы его молекулы к 1/12 массы атома изотопа |
126 C . |
|
|
|||||||
Mr (H2O) = 18
Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов) сколько содержится атомов в 12 г изотопа 126 C .
Число атомов углерода в 12 г (0,012 кг), т.е. в 1 моле, легко определить, зная массу атома углерода (1,993× 10-26 кг):
NA = 0, 012кг / −моль = 6, 02 ×1023 моль−1 1, 993×10 26 кг
Эта величина называется постоянной Авогадро – число структурных
единиц, содержащихся в 1 моле любого вещества.
Масса 1 моль вещества называется молярной массой (это отношение массы вещества к его количеству вещества):
М (Х) = |
m( X ) |
|
г |
|
|
|
|
|
|
n |
|
|||
|
|
|||
|
|
моль |
||
n = |
m( X ) |
n = |
N |
молекул |
|
n = |
V |
= 22, 4л / моль |
||
|
; |
|
|
; |
газа |
; V |
||||
|
|
|
|
|||||||
|
M ( X ) |
|
|
N A |
|
|
|
m |
|
|
|
|
|
|
|
Vm |
|
||||
Основные законы химии
Химия опирается на совокупность законов природы: фундаментальные законы, охватывающие все естествознание, и частные (стехиометрические) законы, характерные только для химической формы движения.
Фундаментальные законы
1. Закон сохранения массы – энергии.
Взаимосвязь массы m и энергии Е выражается соотношением:
Е = mc2, где
с – скорость света в вакууме.
Из этого соотношения следует, что любое химическое движение (реакция), сопровождающееся изменением энергии, приводит к изменению и массы системы.
2. Закон симметрии.
Данный закон в химии находит разнообразное применение: симметрично строение кристаллов, молекул и т.д.
3. Закон периодичности развития.
Примером периодичности развития служат электронные оболочки атомов. Эта периодичность была обобщена Д.И. Менделеевым в его периодическом законе.
Стехиометрические законы
Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. В химических реакциях атомы не исчезают и не появляются вновь.
2H2 |
+ O2 |
= |
2H2O |
|
4 г |
32 г |
|
2 18 |
г |
|
36 г |
= |
36 г |
|
Закон постоянства состава: всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.
CaCO3 |
t |
¾¾® CaO + CO2; |
|
2 CO |
+ O2 → 2 CO2; |
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O.
Этот закон применим только к соединениям с молекулярной структурой.
Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому мы можем говорить об их эквивалентности (равноценности) при образовании химических соединений. Эквивалентность присуща и взаимодействию сложных веществ. Она отражается в законе эквивалентов.
Закон эквивалентов: массы взаимодействующих без остатка веществ прямо пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ:
m(X) |
= |
M (1z X) |
|
|
|
. |
|
m(Y) |
M (1 Y) |
||
|
|
z |
|
Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции равноценна (эквивалентна) одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции – одному
электрону.
Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-
восстановительной реакции. Фактор эквивалентности (fэкв = 1z ) может равняться единице или быть меньше ее.
Молярная масса эквивалента вещества ( M (1z X)) равна произведению
фактора эквивалентности fэкв(Х) на молярную массу вещества Х. Молярные массы эквивалента различных веществ можно рассчитать по следующим формулам:
M (1 |
оксида)= |
|
|
|
М (оксида) |
|
|
; |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|||||
z |
|
|
|
|
степень окисления элемента × число его атомов |
||||||
M (1 кислоты)= |
|
|
|
|
М (кислоты) |
|
|
|
; |
||
|
|
|
|
|
|
|
|||||
число ионов Н+ |
|
|
|
||||||||
z |
|
|
, способных замещаться на металл |
||||||||
|
|
M (1 основания)= |
|
М(основания) |
; |
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
число гидроксогрупп ОН− |
|
|
|||||||
|
|
z |
|
|
|
|
|
|
|||
M (1 |
соли)= |
|
|
|
М(соли) |
|
. |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
z |
|
|
степень окисления металла × число его атомов |
|||||||
Например:
M (1z H3PO4 )= 13 × M (H3PO4 ); M (1z Ca (OH)2 )= 12 × M (Ca (OH)2 );
M (1z Fe2 (SO4 )3 )= 16 × M (Fe2 (SO4 )3 ).
Молярную массу эквивалента элемента в соединении можно рассчитать
по формуле |
|
|
|
M (1 |
элемента)= |
М(элемента) |
|
|
. |
||
|
|||
z |
|
степень окисления элемента |
|
Например, в оксиде серы (VI) молярная масса эквивалента серы равна
M (1z S)= М6(S)
Закон Авогадро: в равных объемах условиях (температуре Т и давлении молекул.
=32 = 5,33 г/моль.
6
(V) различных газов при одинаковых Р) содержится одинаковое число
Следствия из закона Авогадро.
Следствие 1. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) занимает одинаковый объем.
Так как 1 моль любого вещества содержит одинаковое число структурных единиц (NA = 6,02 × 1023моль–1 ), то 1 моль любого газа при
нормальных условиях занимает одинаковый объем, равный 22,4 л/моль. Эта величина называется молярным объемом Vm.
V |
= |
V (X) |
, отсюда n(X)= |
V (X) |
, |
m |
|
n(X) |
|
V |
|
|
|
|
|
m |
|
где n(X) – химическое количество вещества X, моль; V(X) – объем газа X (н. у.), л; Vm – молярный объем газа X, л/моль.
Количество вещества n(X) можно рассчитать также:
n(X)= m((X)) и n(X)= N ,
M X NA
где m(X) – масса вещества X, г; М(X) – его молярная масса, г/моль; N – число структурных единиц в порции вещества X; NA – постоянная Авогадро
(6,02 × 1023моль–1 ).
Следствие 2. Относительная плотность одного газа (X) по другому (Y) равна отношению их молярных масс (М) при заданных давлении и температуре:
DY (X)= M ((X)),
M Y
где DY – относительная плотность газа X по газу Y; М(X) и М(Y) – их
молярные массы.
Нормальные условия (н. у.) для газов: давление 101325 Па (1 атм = 760 мм рт. ст.), температура 273 К (0° С).
Объединенный газовый закон: для данной массы газа произведение давления на объем, деленное на абсолютную температуру, есть величина постоянная:
PV |
= const или |
PV |
= |
PV |
|
|
0 0 |
|
, |
||
T |
|
T0 |
|
T |
|
где P, V, T – давление, объем, температура при условиях, отличных от нормальных; P0, V0, T0 – давление, объем, температура данной массы газа при нормальных условиях.
Уравнение Менделеева – Клапейрона: для одного моля любого газа
PV
величина 0 0 одинакова и называется универсальной газовой постоянной
T0
(R). Для n молей газа:
PV = nRT = m RT .
M
Числовые значения универсальной газовой постоянной R зависят от выбора единиц измерения параметров P, T, V. В Международной системе единиц R = 8,314 Дж/(моль×К).
Закон Дальтона (закон парциальных давлений): общее давление смеси газов, химически не взаимодействующих дуг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь:
P = p1 + p2 + p3 + …
Робщ. (атм. давл.) = рО2 + рN 2 + рCO2 + рH2 O
Пример 1. Определите плотность сероводорода по воздуху.
Решение.
Dвозд (H2S)= M ((H2S)) ,
M возд
M(H2S) = 34 г/моль, М(возд.) = 29 г/моль;
Dвозд (H2S)= 34 =1,17 . 29
Пример 2. При нормальных условиях масса 1 л озона равна 2,143 г. Найдите молярную массу озона.
Решение.
Используем следствие из закона Авогадро:
n(O3 )= |
m(O3 ) |
= |
V (O3 ) |
, откуда |
M (O3 ) |
|
|||
|
|
Vm |
||
M (O3 )= m(O3 )×Vm = 2,143 г × 22, 4 л/моль = 48 г/моль. |
|
V (O3 ) |
1 л |
Пример 3. Вычислите молярную массу эквивалента фосфора в оксиде, содержащем 56,4 мас. % Р.
Решение.
Определяем массовую долю (%) кислорода в оксиде фосфора:
100 – 56,4 = 43,6%.
Согласно закону эквивалентов имеем
m(P) |
= |
M (1z P) |
|
|
|
. |
|
m(O) |
M (1 O) |
||
|
|
z |
|
Фактор эквивалентности кислорода равен 12 , тогда
|
|
M (1 O) |
= 1 |
×16 = 8 г/моль; |
||
|
|
|
z |
2 |
|
|
56, 4 |
|
|
M (1 P) |
, M (1 P)=10,35 г/моль. |
||
= |
|
z |
||||
43,6 |
8 |
|||||
|
|
z |
||||
Пример 4. Определите молярную массу эквивалента Fe(OH)3 в реакциях:
1)Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O;
2)Fe(OH)3 + HCl=Fe(OH)2Cl + H2O.
Решение.
В первой реакции 1 моль Fe(OH)3 соответствует 3 моль ионов водорода,
следовательно, fэкв = 1 , 3
M (13 Fe(OH)3 ) = 13 × M (Fe(OH)3 ) = 13 ×107 = 35,7 г/моль.
во второй реакции 1 моль Fe(OH)3 соответствует 1 моль ионов водорода, следовательно, fэкв = 1, поэтому молярная масса эквивалента Fe(OH)3 совпадает с его молярной массой:
M (1 Fe(OH)3 ) = 1 |
× M (Fe(OH)3 ) =1×107 =107 г/моль. |
|
1 |
1 |
|
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Неорганические соединения по составу делятся на гомо- и гетеросоединения. Гомосоединения – это вещества, состоящие из атомов одного элемента. Они подразделяются на металлы и неметаллы. Гетеросоединения, или сложные вещества, состоят из атомов двух или более элементов. Они делятся на классы: оксиды, основания, кислоты, соли.
Основания и кислородсодержащие кислоты часто рассматриваются как гидраты оксидов и объединяются в единый класс гидроксидов, имеющих основный, амфотерный или кислотный характер.
Оксиды
Оксидами называются бинарные соединения, в которых один из элементов – кислород со степенью окисления –2. Например: K+21O−2 , S+4O−22 .
Название оксида состоит из слова «оксид» и названия элемента в родительном падеже. Переменная степень окисления указывается в скобках:
Fe2O3 – оксид железа (III); SО2 – оксид серы (IV). Оксиды делятся:
–на несолеобразующие или безразличные (N2O, NO, CO, SiO);
–солеобразующие: а) основные; б) амфотерные; в) кислотные.
Основные оксиды – это оксиды металлов со степенью окисления металла +1, +2. Исключение составляют оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO, являющиеся амфотерными. Основным оксидам отвечают гидроксиды – основания. Например:
Основной оксид |
Основание |
||
+1 |
O |
K+1OH |
|
K 2 |
Fe+2(OH)2 |
||
Fe |
+2 |
O |
|
|
|
||
Амфотерные оксиды – оксиды металлов со степенью окисления металла +3, +4 и BeO, ZnO, SnO, PbO со степенью окисления +2.
Амфотерным оксидам отвечают гидроксиды, проявляющие как свойства кислот, так и свойства оснований. Например:
Амфотерный оксид |
Основание |
Кислота |
|
Zn+2O |
Zn+2(OH)2 |
H2Zn+2O2 |
|
+3 |
O3 |
Al+3(OH)3 |
HAl+3O2 |
Al 2 |
|
|
|
Кислотные оксиды – оксиды неметаллов с любой степенью окисления и оксиды металлов с высокими степенями окисления (выше +4).
Кислотным оксидам отвечают гидроксиды – кислоты. Например:
Кислотный оксид |
Кислота |
+4 |
+4 |
S O2 |
|
H2 S O3 |
+6 |
+6 |
+6 |
Cr O3 |
H2 Cr O4 , H2 Cr2 O7 |
|
Чтобы правильно написать формулу кислоты, соответствующую данному оксиду, к оксиду добавляем H2O и подсчитываем число атомов каждого элемента:
+ |
SO3 |
+6 −2 |
+1 +6 −2 |
+Mn2O7 |
|
|
|
|
|
|
||||||
|
H2O |
|
SO3 |
|
H2SO4 |
H2O |
+1 |
+7 |
−2 |
|||||||
|
|
|
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
H2SO4 |
+6 −6 = 0 |
|
|
|
|
|
HMnO4 |
|||||||||
|
+2 +6 −8 = 0 |
H2Mn2O8 |
||||||||||||||
|
|
|
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
+1 |
+7 |
−8 = 0 |
|||
Химические свойства
1. Основные оксиды (только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) при взаимодействии с водой дают основания – щелочи:
Na2О + H2O = 2NaОН
BаО + H2O = Bа(ОН)2
Кислотные оксиды (кроме SiO2 и некоторых других) при взаимодействии с водой образуют кислоты:
SO3 + H2O = H2SO4
N2O3 + H2O = 2HNO2
Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.
2.Основные и амфотерные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль
иводу:
MgO(осн) + 2HCl = MgCl2 + H2O
Cr2O3(амф) + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
3. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями (амфотерные только со щелочами), образуя соль и воду:
SO2(кисл) + 2KOH = K2SO3 + H2O
Al2O3(амф) + 2NaOH ¾¾t ® 2NaAlO2 + H2O
4. Основные оксиды реагируют с кислотными, образуя соли:
BаО(осн) + SO3(кисл) = BaSO4 СаО(осн) + Cl2O7(кисл) ¾¾t ® Ca(ClO4)2
Получение
1. Окисление простых и сложных веществ кислородом:
2Mg + O2 = 2MgO 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
2. Разложение кислородсодержащих солей, оснований, кислот при нагревании:
СаСО3 ¾¾t ® СаО + СО2
Cu(OH)2 ¾¾t ® CuO + H2O 2H3PO4 ¾¾t ® P2O5 + 3H2O
Основания
Основаниями называются вещества, образующие при диссоциации анионы одного вида (ОН– ).
Основания делятся:
–на хорошо растворимые в воде щелочи (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: NaOH, Ba(OH)2 и др.) и малорастворимые в воде основания (Fe(OH)2, Cu(OH)2 и др.);
–o днокислотные (LiOH, NH4OH) и многокислотные (Mg(OH)2, Sc(OH)3). Кислотность оснований определяют по числу гидроксогрупп, связанных
сметаллом.
Название основания образуется из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже, причем для металла с переменной степенью окисления указывается степень окисления. Например, KOH – гидроксид калия, но Fe(OH)2 – гидроксид железа (II).
Химические свойства
1. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):
2LiOH + H2SO4 = Li2SO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O
2. Основания реагируют с кислотными оксидами:
Ba(OH)2 + N2O3 = Ba(NO2)2 + H2O
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O
3. Щелочи взаимодействуют с растворами солей, если в результате реакции выпадает осадок:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaOH
4. Основания (щелочи) реагируют с неметаллами:
Cl2 + 2KOH = KCl + KСlO + H2O
3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
5. Основания (щелочи) взаимодействуют с металлами, оксиды и гидроксиды которых амфотерны:
Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2