- •Е.И.Шаврак, в.М. Сапельников, м.Р.Татевосова
- •Общие методические указания
- •1. Основные понятия и законы химии
- •Задачи к главе 1
- •2. Состав и строение атома. Химическая связь.
- •2.1 Состав атома
- •2.2. Строение электронных оболочек
- •Пример 3.Какие значения квантовых чисел n, l, ml, ms имеют валентные электроны атома ? Напишите электронную формулу элемента.
- •2.3. Геометрические и энергетические характеристики атомов
- •2.4. Химическая связь.
- •Задачи к главе 2
- •3. Химическая термодинамика
- •3.1. Термохимия
- •3.2. Химическое сродство
- •Задачи к главе 3
- •4. Химическая кинетика и равновесие
- •4.1. Химическая кинетика
- •4.2. Химическое равновесие
- •Задачи к главе 4
- •5. Растворы. Способы выражения состава
- •Задачи к главе 5
- •6. Свойства растворов неэлектролитов
- •Задачи к главе 6
- •7. Свойства растворов электролитов
- •7.1. Электролитическая диссоциация
- •7.2. Произведение растворимости
- •Задачи к главе 7
- •8. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Задачи к главе 8
- •9. Ионообменные реакции. Гидролиз солей
- •Задачи к главе 9
- •10. Комплексные соединения
- •Задачи к главе 10
- •11. Окислительно-восстановительные реакции
- •Задачи к главе 11
- •12. Электрохимические явления
- •12.1. Гальванический элемент
- •12.2. Электролиз
- •Задачи к главе 12
- •2 Уровень
- •Приложения
- •Относительная электроотрицательность элементов
- •Термодинамические свойства простых веществ и соединений
- •Произведения растворимости труднорастворимых веществ
- •Термодинамические свойства ионов в водных растворах
- •Стандартные электродные потенциалы в водных растворах
- •Названия некоторых кислот и их кислотных остатков
1. Основные понятия и законы химии
Относительная атомная масса (Аr) химического элемента показывает, во сколько раз средняя масса атома естественного изотопного состава элемента больше 1/12 массы изотопа углерода-12 (12С):
Аr = mатома: (1/12 m (12С)).
Относительная молекулярная масса (Мr) простого или сложного вещества показывает, во сколько раз средняя масса молекулы естественного изотопного состава элемента больше 1/12 массы изотопа углерода-12 (12С):
Мr = mмолекулы: (1/12 m (12С)).
Атомная единица массы (а.е.м.) = 1,66·10-27кг;Аr и Мr – безразмерные величины.
Количество веществаν – физическая величина, равная количеству молей структурных элементов, составляющих систему. Определяется ν отношением числа структурных единиц N, содержащихся в системе, к постоянной Авогадро NА:
ν = N : NА.
Моль – это количество вещества системы, содержащей столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в углероде12С, взятого массой 0,012 кг. Принято считать, что число структурных единиц в одном моле численно равнопостоянной Авогадро NА = 6,02·1023 моль-1.
Молярная (мольная) масса М (Х) – масса единицы количества вещества Х, т.е. масса одного моля данного вещества (г/моль). Молярная масса М (Х) численно равна его относительной молекулярной массе (Мr).
Эквивалент – это некоторая реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо иным способом эквивалентна одному атому или одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
Данное определение предложено Конгрессом ИЮПАК. Однако оно отличается громоздкостью, допускает использование в количественных соотношениях реально не существующих «условных» частиц и, к тому же, страдает неопределенностью: «эквивалент - частица …, которая эквивалентна…»(тавтология!).
Кроме того, при таком определении величина эквивалента вещества становится безразмерной и тождественной фактору эквивалентности.
Более конкретным и лишенным перечисленных недостатков является следующее определение: Эквивалент вещества (Э) – это количество вещества, приходящееся на единицу его валентного химического сродства.
Под валентным химическим сродством (W) понимается произведение валентности (модуля заряда для ионов, числа отданных или принятых электронов в окислительно-восстановительной реакции) частицы (В) на их количество в формуле вещества (n):
W = В· n[безразмерна].
Эталоном эквивалента вещества принят 1 моль атомарного водорода. Расчет эквивалента любого вещества производят по формуле
[моль].
Безразмерная величина, показывающая, какая часть моля элемента или вещества Х эквивалентна 1 моль атомарного водорода, называется фактором эквивалентности fэ (Х):
.
Масса одного эквивалента (эквивалентная масса) Мэ(Х), г/моль, определяется по формуле
Мэ(Х) = fэ (Х)·М(Х). (1.1)
Если в реакции участвуют газы, то могут быть найдены их эквивалентные объемы Vэ, л/моль, по формуле (при н.у.)
Vэ(Х) = fэ (Х)·22,4 .
Фактор эквивалентности химического элемента Х в его соединениях равен
fэ (Х) = 1:|с.о.| ,
где с.о. – степень окисления элемента Х в данном соединении.
Пример 1. Найти величины факторов эквивалентности и эквивалентных масс для азота в следующих веществах: NН3, НNО3, NО2.
Решение. Для определения фактора эквивалентности химического элемента необходимо определить его степень окисления. Степень окисления – это условный заряд атома элемента в молекуле, рассчитанный исходя из ее электронейтральности и на основе предположения, что молекула состоит из ионов. Водород и кислород в большинстве сложных веществ имеют постоянные степени окисления: водород - +1, кислород –2; но есть исключения. В гидридах активных металлов степень окисления водорода равна –1 (NаН-1), в пероксидах водорода и металлов степень окисления кислорода равна –1 (Н2О2 -1), во фториде кислорода - +2 (О+2F2).
Тогда степень окисления азота в NН3равна –3, fэ(N) = 1:3,
Мэ(N) =14:3=4,67 г/моль.
Соответственно, для НNО3степень окисления азота равна +5, fэ(N) = 1:5, Мэ(N) =14:5=2,8 г/моль.
В NО2степень окисления азота равна +4, fэ(N) = 1:4,
Мэ(N) =14:4=3,6 г/моль.
Фактор эквивалентности вещества Х, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, равен
fэ (Х) = 1:Nе,
где Nе– количество электронов, которые теряет или присоединяет одна молекула вещества Х.
Пример 2. Найти величину фактора эквивалентности, эквивалентные массу и объем для сероводорода Н2S, взаимодействующего с кислородом с образованием диоксида серы SO2и паров воды.
Решение. В данном химическом процессе степень окисления серы изменяется от –2 (Н2S) до +4 (SO2). Следовательно, молекула Н2S теряет 6 электронов, т.е. fэ(Н2S) = 1:6; Мэ(Н2S) = 34:6 = 5,66 г/моль; Vэ(Н2S) = 22,4:6 = 3,73 л/моль.
Фактор эквивалентности вещества Х, участвующего в ионообменном процессе, равен
fэ (Х) = 1: (Ni·|zi|),
где Ni и zi- соответственно число и заряд ионов, которыми обменивается молекула реагирующего вещества со своим партнером.
Многоосновные кислоты НnА и многокислотные основания М(ОН)nимеют поnфакторов эквивалентности: от 1 до 1/n. Если факторы эквивалентности соляной кислоты HCl и гидроксида натрия NаОН в обменных процессах всегда равны 1, то у серной кислоты Н2SО4и гидроксида кальция Са(ОН)2факторы эквивалентности равны 1 и 1/2, а у ортофосфорной кислоты Н3РО4и гидроксида алюминия Аl(ОН)3 – 1, 1/2, 1/3.
Для солейфактор эквивалентности может быть найден по числу замещенных катионов или анионов.
Для солеобразующих оксидовфактор эквивалентности определяется числом катионов соответствующего оксиду основания или анионов соответствующей оксиду кислоты и их зарядом. В реакции между оксидом фосфора (V) и оксидом кальция
Р2О5+ СаО → Са3(РО4)2
фактор эквивалентности Р2О5, образующего два трехзарядных фосфат-иона (РО43-) равен 1/6, а для СаО, образующего один двухзарядный катион (Са2+), 1/2.
В некоторых реакциях молекулы одного вещества претерпевают разные превращения, например, одна часть молекул участвует в окислительно-восстановительном процессе, а другая часть молекул того же вещества – в процессе ионного обмена.Для такой реакции следует находить общий фактор эквивалентности, как сумму факторов эквивалентности, учитывающих каждое превращение данного вещества.
Пример 3. В нижеприведенных схемах реакций определите факторы эквивалентности исходных веществ:
а) LiOH+H3PO4 →Li2HPO4 +H2O
Молекула LiOHтеряет в данной реакции один однозарядный ион ОН- , поэтому fэ(LiOH) = 1: (1·|-1|) = 1; молекулаH3PO4 обменивается двумя однозарядными ионами Н+ , поэтому fэ(H3PO4) = 1: (2·|+1|) = 1:2.
б) Al2(SO4)3+ВаCl2 →ВаSO4+AlCl3
Величина fэ(Al2(SO4)3) может быть рассчитана либо по числу ионов алюминия, замещенных ионами бария, либо по числу сульфат-ионов, образующих с ионами бария осадок. И в том, и в другом случае результат одинаков:
fэ(Al2(SO4)3) = 1: (2·|+3|) = 1: (3·|-2|) = 1:6.
Величина fэ(ВаCl2)может быть рассчитана либо по числу ионов бария, замещенных ионами алюминия, либо по числу хлорид-ионов, образующих с ионами алюминия растворимую соль. fэ(ВаCl2)= 1: (1·|+2|) = 1: (2·|-1|) = 1:2.
в) ZnО + СО2→ ZnСО3
Величина fэ(ZnО), образующего один двухзарядный ион Zn 2+, равен 1/2;
fэ(СО2), образующего один двухзарядный ион (СО32-), равна 1/2.
г) Zn + Н2SO4(конц.) → Н2S + ZnSO4+ Н2О
Превращаясь в Н2S-2, молекула Н2S+6O4присоединяет 8 электронов, т.е. fэ= 1/8; а образуя ZnSO4, молекула Н2SO4теряет два иона Н+, т.е. fэ= 1/2. Общий фактор эквивалентности fэ(Н2SO4) = 1/8 + 1/2 = 5/8.
Пример 4. Выразить эквивалентную массу оксида, гидроксида, сульфата и хлорида металла.
Решение. Эквивалентная масса вещества в общем случае определяется по формуле(1.1).В частном случае ее можно представить как сумму эквивалентных масс составных частей молекулы или кристалла вещества.
1. Молекула или кристалл оксида любого элемента образованы атомами данного элемента и кислорода. Таким образом, эквивалентная масса оксида равна сумме эквивалентных масс элемента и кислорода:
Согласно формуле (1.1)
Мэ(О) = fэ(О)·М(О) = 16:2 = 8 г/моль.
Следовательно,
(1.2)
2. В состав гидроксида входят атомы металла и гидроксильные группы:
Согласно формуле (1.1)
Мэ(ОН-) = fэ(ОН-)·М(ОН-) = 17:1 = 17 г/моль.
Таким образом,
3. В молекулу сульфата металла входят ионы данного металла и сульфатные группы (SO4)2-:
Согласно формуле (1.1)
Мэ(SO42-) =fэ(SO42-)·М(SO42-) = 96:2 = 48 г/моль.
Таким образом,
4. Эквивалентную массу хлорида металла определяют по аналогии с предыдущими случаями:
Мэ(Cl-) =fэ(Cl-)·М(Cl-) = 35,5:1 = 35,5 г/моль
Закон эквивалентов. Массы (объемы) реагирующих друг с другом или образующихся в результате реакции веществ пропорциональны их эквивалентным массам Мэ (эквивалентным объемам для газов Vэ):
m1: Мэ1 = m2: Мэ2 = V1: Vэ1= V2: Vэ2.
Пример 5. Оксид марганца содержит 22,56% кислорода. Найти эквивалентную массу и валентность марганца в этом соединении. Составить формулу оксида.
Решение. Пусть масса оксида марганца равна 100 г, тогда масса кислорода будет составлять 22,56 г. На основании закона эквивалентов можно составить следующую пропорцию:
(1.3)
Примем Мэ(Мn) = А г/моль, тогда, согласно формулы (1.2),. Исходя из формулы (1.1),. Подставляя полученные значения в формулу (1.3), имеем
.
Решая уравнение относительно А, получим А = 27,5 г/моль.
Валентность марганца (по модулю совпадающую со степенью окисления) определим по формуле, связывающей молярную и эквивалентную массы элемента (1.1),
Мэ(Mn) =fэ(Mn )·М(Mn ) = М(Mn ) : В (Mn ),
откуда
Так как в оксидах кислород двухвалентен, получаем следующую формулу оксида марганца: MnO.
Пример 6. Рассчитать массу сахарозы С12Н22О11, если на ее окисление до углекислого газа СО2в присутствии серной кислоты израсходовано 100 г перманганата калия КМnО4 (в кислой среде образуется МnSО4).
Решение. В данной реакции степень окисления марганца изменяется от +7 (КМnО4) до +2 (МnSО4), а углерода – от 0 (С12Н22О11) до +4 (СО2). Следовательно, для перманганата калияfэ= 1/5, а для сахарозы 1/48, так как в ее молекулу входят 12 атомов углерода. Тогда Мэ (КМnО4) = 158:5 = 31,6 г/моль, и Мэ(С12Н22О11) =342:48 =7,1 г/моль.
Согласно закону эквивалентов
Тогда m(С12Н22О11) = m(КМnО4)·7,1/31,6 =710/31,6=22,45 г.
Газовые законы. Параметры состояния, единицы измерения: V – объем, м3; Р – давление, Па; Т – температура, К; m – масса газа, кг; М – молярная масса газа, кг/моль; Мэ– молярная масса эквивалента газа, кг/моль; R – универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж/(моль·К).
Нормальные условия (н.у.): 273,15 К(0 °С); 1,0133·105 Па (760 мм рт.ст.).
Объединенный газовый закон: р·V/Т = const.
Уравнение Клапейрона - Менделеева:р·V = m RТ/М.
Закон Авогадро: В равных объемах любых газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число соответствующих структурных единиц (молекул или атомов).
Следствия из закона Авогадро.
1 моль любого газа при данных условиях занимает один и тот же объем – молярный объем.
При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л.
Относительная плотность одного газа по другому.
Молярную массу газа можно определить по его плотности ρ[г/л] :
Мгаза= 22,4· ρ.
Плотности газов при одинаковых условиях относятся как их молярные массы:
,
где D – относительная плотность одного газа по другому.