KelinaZagXimiya
.pdf
ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ
Найчастіше відносна густина визначається за воднем або за повітрям:
М1 = DН2(1)·М(Н2) = 2DН2(1);
М1 = Dпов(1)·M(пов.) = 29Dпов(1),
де М(пов.) = 29 г/моль.
2. Один моль будь-якого газу за нормальних умов займає об'єм 22,416 л. Цей об'єм називають молярним об'ємом газу.
Нормальні умови (0) – це Т0 = 273 К, Р0 = 101325 Па. Параметри стану газу Р, V, Т пов'язані з його масою m і моляр-
ною масою М рівнянням стану ідеального газу Менделєєва–Кла- пейрона
РV = (m/M)RT,
де R – універсальна газова стала, яка визначається для 1 моля газу з виразу
R= P0V0/T0.
УзалежностівідвикористаниходиницьR маєрізнічисельнізначення: 8,31 Дж/(моль·К) (Система Інтернаціональна – СІ); 0,0821 л·атм/(моль·К); 62360 мл·мм рт.ст./(моль·К); 1,987 кал/(моль·К).
Молярну масу газоподібних речовин можна визначити наступними способами:
а) Визначення молярної маси за відносною густиною
Приклад 1. Визначити молярну масу газу, якщо 1,5 г цього газу за однакових Р і Т займають той самий об'єм, що й 0,1 г водню.
Розв'язання
1. DН2(газ) – ?
DН2(газ) = m(газ)/m(H2) = 1,5/0,1 = 15.
2. М(газ) – ?
Використовуючи висновок із закону Авогадро, запишемо
М(газ) = 2DН2(газ) = 2 г/моль·15 = 30 г/моль.
Відповідь: молярна маса газу дорівнює 30 г/моль.
31
С.Ю. Кельїна, О.Г. Невинський, О.І. Лічко, О.В. Яновська
Приклад 2. Визначити густину за воднем газової суміші, яка складається з 50 % кисню та 50 % водню за об'ємом.
Розв'язання
1. М(суміші) – ?
Об'ємна частка ϕ дорівнює мольній частці, тому молярну масу суміші можна розрахувати за формулою
М(суміші) = М1χ1 + М2χ2 = М(О2)χ(О2) + М(Н2)χ(Н2),
де χ(H2) i χ(O2) – мольні частки газів у суміші;
М(суміші) = 32·0,5 + 2·0,5 = 17 г/моль.
2. DН2(суміші) – ?
DН2(суміші) = М(суміші)/М(Н2) = 17/2 = 8,5.
Відповідь: густина суміші за воднем дорівнює 8,5.
б) Визначення молярної маси за мольним об'ємом
Приклад3. Визначитимолярнумасугазу, якщомасайого600 мл дорівнює 1,714 г за н.у.
Розв'язання
М(газ) – ?
Використовуючи висновок із закону Авогадро, складаємо пропорцію:
1,714 г газу займають 600 мл;
хг газу – 22400 мл;
х= (22400·1,714)/600 = 63,9 г.
Оскільки22400 млємольнимоб'ємомгазу, М(газ) = 63,9 г/моль.
Відповідь: М(газ) = 63,9 г/моль.
в) Визначення молярної маси газу за законом Менделєєва–Кла- пейрона
Приклад 4. Визначити молярну масу бензену, якщо маса його 600 мл пари при 87 °С і тиску 83,2 кПа дорівнює 1,30 г.
32
ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ
Розв'язання
Виразимо всі дані в одиницях СІ:
Р = 8,32·104 Па; Т = 273 + 87 = 360 К;
V = 6·10–4 м3; m = 1,3·10–3 кг.
1. М(С6Н6) – ?
ВикористовуємозаконМенделєєва–КлапейронаРV = (m/M)RT, звідки
M = |
mRT |
= |
1,3 10−3 8,31 360 |
=78 10−3 кг/моль = 78 г/моль; |
|||||||
PV |
8,32 104 10−4 |
||||||||||
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
Д |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
кг |
|
|
|
К |
|
||
|
|
|
моль |
К |
= кг/моль. |
||||||
|
|
|
М = |
|
|
|
|||||
|
|
|
|
Дж |
|
|
|||||
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
м |
3 м |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Відповідь: молярна маса бензену дорівнює 78 г/моль.
Стехіометричні закони визначають кількісні співвідношення реагуючих речовин і базуються на атомно-молекулярному вченні. Для сполук з немолекулярною будовою ці закони можуть не виконуватися.
Закон сталості складу:
склад молекулярної сполуки не залежить від способу її добування. Привідсутностімолекулярноїструктуривданомуагрегатному стані склад сполуки залежить від умов добування.
Наприклад, склад амоніаку не залежить від способу добування
(NH4Cl → NH3 + HCl або 3H2 + N2 → 2NH3), а склад ферум (ІІ)
оксиду залежить, і його можна виразити формулою Fe1–хО, де х = = 0,1...0,2.
Закон кратних відношень:
якщо два елементи утворюють між собою декілька молекулярних сполук, то масові кількості одного елемента, які припада-
33
С.Ю. Кельїна, О.Г. Невинський, О.І. Лічко, О.В. Яновська
ють на одну й ту ж масову кількість другого елемента, відносяться між собою як невеликі цілі числа.
Наприклад, для оксигеновмісних сполук Карбону СО2 та СО співвідношеннямасовихкількостейОксигенудорівнює2:1. Длясполук, які не мають молекулярної структури, у загальному випадку ці кількості можуть відноситися між собою як дробові числа. Наприклад, відношення масових долей Оксигену, які припадають на одну
масову долю Титану в оксидах титану ТіО0,58…1,33, ТіО1,46…1,56, ТіО1,9…2,0, є дробовими числами.
Законеквівалентів:
молекулярнісполукиреагуютьукількостях, пропорційних їх еквівалентам. При відсутності молекулярної структури в даному агрегатному стані їх кількості можуть відхилятися від хімічних еквівалентів.
Хімічнимеквівалентом(еквівалентом) речовиниЕназиваютьтаку її кількість, яка сполучається з одним молем атомів Гідрогену або заміщує таку ж кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях. Одиниця еквівалента – моль. Наприклад, Е(О) = 0,5 моля, оскільки Оксиген у бінарній сполуці Н2О поєднується з двома молями атомів Гідрогену. Молярною масою еквівалента, МЕ називається маса одногоеквівалентаречовини. Одиницямолярноїмасиеквівалента– г/моль. Наприклад, МЕ(О) = 8 г/моль.
Для молекулярних сполук закон еквівалентів виражається співвідношенням
m1 = ME1 , m2 ME2
де m1 i m2 – маси реагуючих речовин; МЕ1 і МЕ2 – їх молярні маси еквівалентів.
Приклад 5. Визначити еквівалент і молярну масу еквівалента Сульфуру в Н2S.
Розв'язання
1. Е(S) – ? МЕ(S) – ?
34
ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ
УдигідрогенсульфідіH2S 2 моліатомівГідрогенусполучаються
з1 молематомівСульфуруабо1 мольатомівГідрогенусполучається
з0,5 моля атомів Сульфуру. Згідно з визначенням, еквівалент Суль-
фуру Е(S) дорівнює 0,5 моля, а молярна маса еквівалента МЕ(S) = = 0,5 32 = 16 г/моль.
Відповідь: Е(S) = 0,5 моля, МЕ(S) = 16 г/моль.
Еквівалент і молярну масу еквівалента елемента можна визначити за складом його сполуки з іншим елементом, еквівалент якого відомий.
Приклад 6. При згорянні 5,00 г металу утворюється 9,44 г оксиду металу. Визначити молярну масу еквівалента металу.
Розв'язання
1. m(O) в оксиді – ?
m(O) = m(окс.) – m(Ме) = 9,44 – 5,0 = 4,44 г.
2. МЕ(Ме) – ?
Молярна маса еквівалента Оксигену дорівнює 8 г/моль. Згідно з законом еквівалентів складемо рівняння:
|
|
m(Me) |
= |
ME (Me) |
; |
|||
|
|
m(O) |
ME (O) |
|||||
ME (Me) = |
m(Me)ME (O) |
= |
5 8 |
= 9,01 г/моль. |
||||
|
m(O) |
|
|
4,44 |
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
||
Відповідь: молярнамасаеквівалентаметалудорівнює9,01 г/моль.
Длярозрахунківеквівалентівімолярнихмасеквівалентівскладних речовин можна використати наступні співвідношення:
а) для кислоти Е(кисл.) = 1/n, МЕ(кисл.) = М(кисл.)/n, де n – кількість іонів Н+, що обмінюються. Наприклад, у реакції
H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O
еквівалент H2SO4 дорівнює 1 молю, а молярна маса еквівалента
МЕ(H2SO4) = 98 г/моль;
35
С.Ю. Кельїна, О.Г. Невинський, О.І. Лічко, О.В. Яновська
б) для основи Е(осн.) = 1/n, МЕ(осн.) = М(осн.)/n, де n – кількість іонів ОН–, що обмінюються. У реакції
Al(OH)3 + H2SO4 → Al(OH)SO4 + 2H2O
еквівалент Al(OH)3 дорівнює 0,5 моля, а МЕ(Аl(ОН)3) = 39 г/моль; в) для солі Е(солі) = 1/nm, МЕ(солі) = М(солі)/nm, де n – кількість
катіонів, що обмінюються, m – їх валентність. У реакції
NaH2PO4 + 2NaOH → Na3PO4 + 2H2O;
еквівалент NaH2PO4 дорівнює 0,5 моля, аМЕ(NaH2PO4) = 60 г/моль. г) для оксиду Е(окс.) = 1/nm, МЕ(окс.) = М(окс.)/nm, де n – число атомів другого елемента (не Оксигену), m – його валентність. Екві-
валент Аl2О3 = 1/2·3 = 1/6 моля, а МЕ (Аl2О3) = 17 г/моль;
д) молярна маса еквівалента елемента в сполуках визначається зі співвідношення МЕ(ел.) = А/n, де А – атомна маса елемента, n – його валентність у сполуці. Наприклад, МЕ(О) = 16/2 = 8 г/моль;
е) молярнамасаеквівалентасполукискладаєтьсязмолярнихмас еквівалентів складових. Наприклад,
MЕ(MgSO4) = ME(Mg2+) + ME(SO42–) = 12 + 49 = 61 г/моль.
Наведеніприкладипоказують, щоеквівалентречовинизалежить від реакції, в якій вона бере участь.
У деяких випадках доцільно використовувати значення еквівалентного об'єму, тобто об'єму, який займає за даних умов один еквівалент газової речовини. Так, еквівалентний об'єм водню за н.у. VE(H2) дорівнює 11,2 л/моль (тому що 1 моль атомів Н складає 0,5 моля Н2, а 1 моль Н2 займає об'єм 22,4 л), еквівалентний об'єм кисню – 5,6 л/моль.
Приклад7. Визначитиатомнумасудвовалентногометалу, якщо 8,34 г металу окиснюються 0,68 л кисню (н.у.).
Розв'язання |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1. МЕ(Ме) – ? |
m(Me) |
|
|
V (O2 ) |
|
||||||
Зі співвідношення |
= |
|
знаходимо |
||||||||
M |
|
(Me) |
|
||||||||
|
E |
|
V |
(O |
2 |
) |
|
||||
|
|
|
|
|
E |
|
|
|
|||
ME (Me) = m(Me)VE (O2 ) = 8,34 5,6 = 68,8 г/моль. 0,68
36
ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ
2. А(Ме) – ?
МE(Ме) = М(Ме)/n; М(Ме) = МE(Ме)n = 68,8 2 = 137,6 г/моль.
Відповідь: атомна маса металу дорівнює 137,6.
Запитання та задачі
1.Дати визначення поняттю "моль речовини".
2.Сформулювати закон Авогадро та висновки з нього.
3.Дати визначення поняттю "відносна густина першого газу за другим".
4.Записати рівняння стану ідеального газу і розрахувати значення R
урізних одиницях.
5.Записати способи визначення молярної маси газу.
6.Визначити кількості молів і атомів, які містяться в 32 г кисню, 14 г азоту, 8 г кисню, 10 г водню.
7.Скільки молів атомів Нітрогену містять 1 моль нітратної кислоти; 2 молі амоніаку; 2 молі амоній нітрату?
8.Які необхідні експериментальні дані, щоб визначити молярну масу газу всіма відомими вам способами?
9.Визначити густину за воднем газової суміші, яка складається з 70 % карбон (ІІ) оксиду та 30 % карбон (ІV) оксиду за об'ємом.
10.За нормальних умов 500 мл газу мають масу 1,806 г. Визначити його відносну густину за повітрям і молярну масу.
11.Визначити масу 1 м3 сульфур (ІV) оксиду при температурі 27 °С і тиску 303,9 кПа.
12.У закритій посудині знаходиться 200 г кисню під тиском 200 кПа
і при температурі 7 °С. Визначити масу СО2 в цьому об'ємі при температурі 27 °С під тиском 200 кПа.
13.Сформулюватистехіометричнізакони. Указативідхиленнявідних.
14.Що називається еквівалентом? Що таке еквівалентна маса?
15.Чому дорівнюють еквіваленти елементів Гідрогену та Оксигену? Який об'єм займає один еквівалент простих речовин водню та кисню?
16.Сформулюватизаконеквівалентів. Датийогоматематичнийвираз.
17.Як можна розрахувати еквівалентну масу (оксиду, кислоти, основи, солі, елемента)?
18.Визначити молярну масу еквівалента Н3РО4 і Сu(ОН)2 в таких ре-
акціях:
а) H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O;
37
С.Ю. Кельїна, О.Г. Невинський, О.І. Лічко, О.В. Яновська
б) H3PO4 + 2KOH → K2HPO4 + 2H2O; в) Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O;
г) Cu(OH)2 + HCl → CuОНCl + H2O.
19.Визначити молярну масу еквівалента сполук: CuSO4 5H2O, CrCl3, Cr2(SO4)3, KAl(SO4)2, Na2SO4 7H2O, Na2HPO4 12H2O.
20.Розрахувати молярну масу еквівалента металу, якщо при взаємодії його 7,2 г з хлором було отримано 28,3 г солі. Молярна маса еквівалента Хлору складає 35,5 г/моль.
21.Скільки літрів водню (н.у.) необхідно на відновлення 56 г оксиду металу, що має 71,43 % металу? Чому дорівнює молярна маса еквівалента металу?
ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ
Розділ 3. БУДОВА РЕЧОВИНИ
3.1. Будова атомів і періодичний закон
Наприкінці XIX ст. були зроблені відкриття, які показали, що атоммаєскладнубудовуіможеперетворюватисяприпевнихумовах в інші атоми. На основі цих відкриттів почало швидко розвиватися вчення про будову атома.
Перші моделі будови атомів
У1911 роціРезерфордзапропонувавпланетарнумодельбудови атомів, згідно з якою в їх центрі знаходиться масивне ядро, навколо якого рухаються електрони, причому позитивний заряд ядра дорівнює негативному заряду всіх електронів. Між електронами та ядром існує електростатичне тяжіння, яке зрівноважено відцентровою силою, щовиникаєвнаслідокрухуелектронів. Цямодельпояснювала деякі досліджені закономірності і завдяки своїй наочності довго використовувалася дляпопулярного пояснення явищнаатомно-моле- кулярному рівні. На підставі дослідів Резерфорда випливало, що зарядядра, якийвираженоводиницяхзарядупротона, чисельнодорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі. Але ця теорія суперечила класичній механіці, згідно з якою електрон, що обертаєтьсянавколопозитивнозарядженогоядра, повиненподібно до коливного електричного заряду постійно випромінювати електромагнітну енергію у вигляді світлових хвиль і врешті-решт "впасти" на ядро, що призвело б до знищення атома. Але відомо, що атом – досить стійка система, яка може існувати без руйнування нескінченно довго. Крім того, при безперервному випромінюванні енергії електроном спектр атома повинен бути суцільним, але дослідження показали, що спектри атомів лінійчасті. Теорія Резерфорда не пояснювала цю особливість.
На зміну теорії Резерфорда прийшла теорія Н. Бора. Датський вчений Бор у 1913 році на основі квантової теорії випромінювання М. Планка розвинув квантову теорію будови атома. Учений теоретично обґрунтував модель найпростішого з усіх атомів – атома Гідрогену. Основи своєї теорії Бор висловив у вигляді постулатів:
1. Електрон може обертатися навколо ядра атома не по будь-
39
С.Ю. Кельїна, О.Г. Невинський, О.І. Лічко, О.В. Яновська
якихорбітах, атількипоцілкомвизначених, стаціонарних; прицьому атом не випромінює енергію.
2. Випромінюванняіпоглинанняенергіївідбуваютьсяпристрибкоподібномупереходіелектроназоднієїстаціонарноїорбітинаіншу; при цьому енергія випромінюється або поглинається порціями – квантами, кожному з яких відповідає певна частота.
Положенню електрона на кожній із стаціонарних орбіт відповідає певний запас енергії. Коли електрон рухається по першій орбіті, міцність його зв'язку з ядром максимальна, а запас енергії мінімальний. Такийстанатоманазиваєтьсяосновним. Якщопідвестиенергію доатома, тоелектронпереміститьсянаоднузбільшвіддаленихорбіт, прицьомуміцність зв'язкуйого зядром зменшується, азапас енергії атома збільшується. Такий стан атома має назву збуджений.
НаосновісвоєїтеоріїБоррозрахувавспектратомаводню(енергіюелектронаватомі, радіусистаціонарнихорбіттачастотивипромінювання), іцірозрахункизбіглисязекспериментальновиявленими. Теорія Бора не лише пояснила фізичну природу атомних спектрів, а й дала змогу розрахувати їх. Але її успіхи обмежувались тільки атомомГідрогену, томущовонаневраховувалавзаємневідштовхування електронів у багатоелектронних атомах.
Створюючи свою модель будови атома, Н. Бор розглядав електроняккласичнуматеріальнучастинку. ПротенаосновітеоріїПлан- ка–Ейнштейна про світлові кванти було доведено, що не можна автоматично поширювати закони, справедливі для макросвіту, на об'єкти мікросвіту – атоми, електрони, фотони. Розміри цих частинок дуже малі порівняно з розмірами макротіл, і їх властивості якісно відрізняються від властивостей останніх. Тому виникла потреба в розробці нової фізичної теорії для описання властивостей і поведінки об'єктів мікросвіту.
Основи квантової механіки. Хвильова природа електрона. Електронні хмари
У 20-х роках ХХ сторіччя завдяки роботам де Бройля, Шредінгера, Гейзенбергатаіншихученихбулирозробленіположенняквантовоїмеханіки, основноюособливістюякоїєймовірніснийхарактер. З рівнянь Планка (Е = hν) та Ейнштейна (Е = mc2) випливає, що hν = mc2. Ураховуючи, що ν = с/λ і швидкість руху фотона дорівнює швидкості світла, дістанемо основне рівняння хвильової меха-
40