1.3. Перечень лабораторных работ

1. Скорость химических реакций.

2. Химическое равновесие.

3. Свойства водных растворов электролитов. Водородный показатель среды.

4. Гидролиз солей.

5. Окислительно-восстановительные реакции. Марганец.

6. Электродвижущая сила и напряжение гальванического элемента.

7. Электролиз. Электрохимический эквивалент.

8. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии.

9. Получение гальванопокрытий.

1.4. Темы семинарских занятий

1. Строение атома.

2. Метод валентных связей. Гибридизация.

3. Комплексные соединения.

4. Энергетические характеристики химических процессов. Термохимические расчеты. (D, H, S, G. Закон Гесса.)

5. Закон действующих масс. Константа равновесия.

6. Химическая кинетика. Катализ.

7. Способы выражения концентраций растворов. Их взаимный пе­ресчет.

8. Электрохимические процессы.

9. Химия металлов. Металлы и сплавы.

2. Основные теоретические положения и условные обозначения

В контрольное задание включены задачи по следующим темам курса общей химии:

1) основные понятия и законы химии (молярная масса, моль, вывод химических формул, расчеты по химическим формулам, расчеты по химическим уравнениям, молярный объем газов, эквивалент, эквивалентная масса);

2) концентрация растворов.

2.1. Основные теоретические положения

Формулы веществ показывают, какие элементы и в каком количестве входят в состав вещества. Различают формулы простейшие и молекулярные. Простейшая формула выражает наиболее простой возможный атомный состав молекулы вещества, соответствующий отношениям масс элементов, образующих данное вещество. Молекулярная формула показывает действительное число атомов каждого элемента в молекуле.

Для вывода простейшей формулы вещества достаточно знать его состав и атомные массы образующих данное вещество элементов.

Относительная атомная масса – масса атомов элемента, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.). Обозначается А_r.

Относительная атомная масса, или просто атомная масса, показывает, во сколько раз масса атомов данного элемента больше 1/12 массы атомов углерода-12 (¹²С).

Например,

(2.1)

где 1,67410^-27 и 1,99310^-26 – абсолютная масса водорода и углерода, кг, соответственно.

Значения А_r приводятся в периодической системе Д. И. Менделеева.

Относительная молекулярная масса – масса молекулы вещества, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.). Обозначается М_r.

Молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех элементов, входящих в состав молекулы вещества. Она легко подсчитывается по формуле вещества.

Масса и количество вещества – понятия разные. Масса выражается в килограммах, граммах и т. д., а количество вещества – в молях.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько содержится атомов в 0,012кг изотопа углерода-12.

Зная массу одного атома углерода ¹²С (1,99310^-26 кг), вычисляют число атомов N_A в 0,012 кг углерода:

(2.2)

Число частиц в моле любого вещества одно и то же. Оно равно 6,0210²³ и называется постоянной Авогадро (обозначается N_A). Очевидно, в 2 молях углерода будет содержаться 26,0210²³ атомов, в 3 молях – 36,0210²³ атомов и т. д.

Масса вещества, взятого в количестве 1 моль, называется молярной массой. Ее выражают в килограммах на моль (кг/моль) и граммах на моль (г/моль) и обычно обозначают буквой М.

Химические уравнения изображаются посредством химических формул и химических знаков. Каждое уравнение состоит из двух частей, соединенных знаком равенства. В левой части пишут формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым. Правильно составленное уравнение является отражением основных стехиометрических законов и позволяет производить по нему различные количественные расчеты.

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. «Стехиометрия» имеет смысл «составная часть» и «измеряю».

Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро.

Закон сохранения массы веществ – масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего – их количество остается неизменным до и

после реакции. Поскольку атомы имеют постоянную массу и их количество в результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остается постоянной. Закон является основой химического количественного анализа.

Закон постоянства состава – всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например, вода состоит из водорода и кислорода – качественный состав, причем по массе в воде содержится водорода 11,19 %, кислорода – 88,81 %  количественный состав. Независимо от способа получения чистая вода имеет приведенный состав.

Химическим эквивалентом элемента (э) называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентная масса – масса 1 эквивалента вещества. Между эквивалентной массой (m_э), молярной массой атомов (А) и стехиометрической валентностью (В) в данном соединении существует зависимость:

m_э = А/В. (2.3)

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах применимо и к соединениям. Элементы взаимодействуют в строго определенных количественных отношениях. Так, 1 моль атомов водорода (1,0079 г) соединяется без остатка с 1 молем атомов хлора (35,453 г) или с 1 молем атомов натрия (22,9898 г). Эти массовые количества эквивалентны, равноценны между собой.

Закон эквивалентов – вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентным массам. Это означает: для того чтобы вещества реагировали между собой без остатка, их надо брать в эквивалентных количествах:

(2.4)

Закон кратных отношений – если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с массовым количеством другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон простых объемных отношений (закон Гей-Люссака)  объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам получающихся газообразных веществ как небольшие целые числа. Предполагается, что все объемы газов приведены к одинаковой температуре и давлению.

Например, 1 л водорода соединяется с 1 л хлора, образуя 2 л хлороводорода (объемные отношения 1:1: 2).

Закон Авогадро  в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия.

Следствие 1. Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.

Этот объем можно вычислить, если известна масса 1 л газа. При нормальных условиях (н. у.), т. е. при 273,15 К и 101325 Па, масса 1 л водорода равна 0,09 г, тогда молярная масса молекулярного водорода определяется так:

2,0158 г/моль : 0,09 г/л = 22,4 л/моль. (2.5)

При тех же условиях масса 1 л кислорода равна 1,429 г, молярная масса молекулярного кислорода составляет 31,9988 г/моль, тогда объем будет:

31,9988 г/моль : 1,429 г/л = 22,4 л/моль. (2.6)

Следовательно, при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа.

Следствие 2. Молярная масса, а значит и относительная молекулярная масса (М_r) вещества в газообразном состоянии, равна его удвоенной плотности по водороду (точнее 2,0158 плотности).

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятого при тех же условиях) называется плотностью первого газа по второму (обозначается буквой D), тогда M₁/M₂ = D и M₁ = M₂D.

Обычно плотность газа определяют по отношению к самому легкому газу  водороду (обозначается D₁₁₂). Молекула водорода состоит из двух атомов. Значит, молярная масса водорода равна 21,0079 г/мoль = 2,0158 г/моль. В итоге получим:

М = 2,0158D₁₁₂. (2.7)

Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху D_возд. Хотя воздух является смесью газов, все же говорят о его средней молярной массе. Она равна 29 г/моль. В этом случае масса газа

M = 29D_возд. (2.8)

Из формул (2.7) и (2.8) легко определяются и D_возд, т. е. относительные плотности газов. Очевидно, для этого надо молярную массу одного газа разделить на молярную массу другого.

Например,

= M/2,0158; (2.9)

D_возд = M/29. (2.10)

Концентрация растворов. Растворы  это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов составных частей и продуктов их взаимодействия.

Важной характеристикой любого раствора является его состав, который выражается концентрацией.

Концентрацией раствора называют количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве раствора или растворителя.

Существуют различные способы точного выражения концентрации растворов: массовая доля (процентная), молярная, нормальная и др.

Процентная концентрация (по массе) выражается числом граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора. Например, 5%-й раствор гидроксида натрия содержит 5 г гидроксида натрия в 100 г раствора, или, что то же самое, 5 г гидроксида натрия приходится на 100  5 = 95 г воды.

Молярная концентрация, или молярность, выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется молярным. Молярность обозначается обычно буквой М. Например, 1 M NaOН  молярный раствор гндроксида натрия; 1 л такого раствора содержит 40 г NаОН. Если в 1 л раствора содержится 0,1 моля вещества, то он называется децимолярным, 0,01 моля  сантимолярным, 0,001  миллимолярным.

Нормальная концентрация, или нормальность, выражается числом эквивалентов вещества, содержащегося в 1 л раствора. Раствор, в 1 л которого содержится один эквивалент растворенного вещества, называется нор-альным. Нормальность обычно обозначается н., иногда N. Например, 1 н. Н₂SO₄  нормальный раствор серной кислоты, 1 л такого раствора содержит 1 экв., т. е. 49 г Н₂SO₄.