Республики казахстан



страница1/14
Дата30.04.2016
Размер3.08 Mb.
ТипСамостоятельная работа
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН



государственный университет

имени Шакарима г. семей



Документ СМК 3 уровня

УМКД

УМКД 042-18-10.1.92

/03-2013



УМКД

Учебно-методические материалы по дисциплине



«Химия»

Редакция № 1

от 18.09.2013 г.


УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС

ДИСЦИПЛИНЫ
«Химия»

для специальности 5В090100 – «Организация перевозок движения и эксплуатация транспорта»



УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ

Семей


2013
Содержание


1.

Глоссарий

3

2.

Лекции

7

3.

Лабораторные занятия

117

4.

Самостоятельная работа студента

155



1 ГЛОССАРИЙ

В настоящем УММ использованы следующие термины с соответствующими определениями:



Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств.

Атомная единица массы (а.е.м.) – условная единица, равная 1/12 массы атома углерода 12С.

Атомная масса (относительная) элемента, Аr (X) – отношение массы его атома к 1/12 части массы атома углерода 12С.

Атомная орбиталь – полный набор волновых функций электрона в атоме. Для каждой заданной волновой функции существует граничная область, в которой сосредоточена определенная доля электронного заряда.

Валентные электроны – электроны, принимающие участие в образовании химической связи.

Водородная связь – межмолекулярное взаимодействие молекул, содержащих атом водорода, связанный с атомом элемента, обладающего высокой электроотрицательностью.

Водородный показатель (рН) – отрицательный десятичный логарифм концентрации ионовводорода.

Восстановитель – вещество, которое окисляется в химической реакции, будучи причиной восстановления другого вещества.

Восстановление – процесс присоединения электронов.

Гесса закон – один из основных законов термохимии, согласно которому энергетический эффект реакции не зависит от промежуточных стадий, а зависит лишь от начального и конечного состояний.

Гибридизация – комбинация («смешивание») атомных орбиталей разного типа, вследствие чего образуется набор эквивалентных (равноценных) гибридных орбиталей.

Гидролиз – взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к изменению реакции среды, т.е. рН.

Главное квантовое число, n – параметр, характеризующий размер электронного облака и энергию электрона на данной оболочке.

Длина связи - расстояние между ядрами связанных между собой атомов.


Донорно-акцепторная ковалентная связь – связь, формирующаяся за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома.

Закон Авогадро – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Закон действующих масс – закон, учитывающий соотношение между скоростью химической реакции и концентрацией реагентов: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Закон кратных отношений – если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа.

Закон периодичности – периодическое изменение строения электронной оболочки определяет периодичность изменения свойств элементов.

Закон постоянства состава – каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

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

Изотопы – (атомы-близнецы) атомы, имеющие одинаковый заряд ядер, но различные массовые числа.

Ионная связь – разновидность химической связи, в основе которой лежит электростатическое взаимодействие ионов.

Ионное произведение воды, – произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов.

Катализатор – вещество, увеличивающее скорость химической реакции, но в конечном итоге остающееся неизменным качественно и количественно.

Ковалентная связь – связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Константа скорости, k – численно равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.

Концентрация – отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

Магнитное квантовое число, ml – параметр, характеризующий ориентацию орбитали в пространстве.

Массовая доля растворенного вещества – безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора; выражается в % или в долях.

Металлическая связь – химическая связь, основанная на обобществлении валентных электронов, принадлежащих не двум, а практически всем атомам металла в кристалле.

Направленность связи – свойство ковалентной связи, обуславливающее пространственную структуру (геометрию) молекул.

Насыщаемость связи – способность атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей.

Окисление – процесс отдачи электронов.

Окислитель – вещество, которое восстанавливается в химической реакции, будучи причиной окисления другого вещества.

Оксиды – соединения, состоящие из атомов двух элементов, один из которых – кислород.

Орбитальное квантовое число, l – параметр, определяющий форму атомной орбитали. Может принимать целочисленные значения от 0 до n-1.

Периодический закон (в формулировке Д. И. Менделеева) - свойства простых тел, а также формы и свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов (масс) элементов.

Пирометаллургия – восстановление металлов при высоких температурах.

Полуреакция – половина полного уравнения окислительно-восстановительной реакции, соответствующая только окислительному или только восстановительному процессу.

Полярность связи – несимметричное распределение электронной плотности между атомами.

Принцип Ле Шателье – если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Принцип Паули – согласно ему в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, ml и ms. Из этого следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины (т.е. ms1 =+1/2; ms2 =-1/2).

Пи-связь (p-связь) – ковалентная связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединящей ядра атомов (боковые перекрывания).

Раствор – гомогенная (однородная) система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов.

Растворимость – количество вещества, которое может раствориться при данной температуре в определенном количестве растворителя.

Свободная энергия (Гиббса), G – термодинамическая функция системы, применяющаяся для выяснения возможности самоприозвольного протекания изобарно-изотермических процессов.

Сигма–связь (s-связь) - ковалентная связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Семейство элементов – совокупность элементов, в атомах которых заселение орбиталей наружных электронных оболочек осуществляется по одинаковому принципу. В соответствии с этим различают s-, p-, d- и f- семейства элементов.

Спиновое квантовое число, ms – параметр, характеризующий угловой момент импульса электрона.

Сплав – система, образующаяся при кристаллизации расплавленной смеси металлов.

Стандартная энтальпия образования, – тепловые эффекты реакций образования веществ в стандартном состоянии (298,150К и давлении 1 атм).

Тепловой эффект реакции – изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения.

Теплоемкость – количество теплоты, которую необходимо затратить для нагревания 1 г или 1 моль вещества на 1 градус (или на один кельвин).

Теплота (энтальпия) образования, – тепловой эффект реакции образования 1 моль сложного вещества из простых веществ.

Химическое равновесие – состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Химическая коррозия – разрушение металла в результате химического взаимодействия с окружающей средой.

Щелочные металлы – общее название элементов главной подгруппы I группы, в которую входят литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Энергетический эффект реакции – тепловой эффект реакции.

Энергия гидратации ионов – количество энергии, выделяющееся при взаимодействии ионов с молекулами воды, когда свободные ионы переходят в водный раствор.

Энтальпия – одна из важнейших термодинамических функций, характеризующих состояние вещества.

Энтропия – термодинамическая функция, являющаяся мерой хаотичности, неупорядоченности системы.

Электрометаллургия – катодное восстановление металлов из растворов или расплавов их солей.

Электролиз – совокупность реакций, происходящих в растворах или расплавах электролитов при прохождении через них постоянного электрического тока.

Электронная конфигурация – распределение электронов по орбиталям.

Электрохимическая коррозия – разрушение металла под действием окружающей среды в результате возникновения гальванических пар.

Энергия связи – энергия, необходимая для разрыва химической связи.

Ядро – положительно заряженная частица, в которой практически сосредоточена вся масса атома. Заряд ядра атома элемента равен его порядковому номеру.

2 ЛЕКЦИИ

МИКРОМОДУЛЬ 1 «СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА»

  1. Лекция

Введение

План

1. Место химии среди естественнонаучных дисциплин.

2. Предмет и задачи химии.

3. Краткие сведения об истории развития химии. Роль казахстанских ученых в развитии химии.

4. Значение химии для подготовки специалистов отрасли организации перевозок движения и эксплуатации транспорта.
Химия является одной из естественных наук.

Весь окружающий нас мир представляет собой движущуюся материю в ее бесконечно разнообразных формах и проявлениях.

Две такие формы проявления материи – это вещества и поля.

Вещество – это вид материи, состоящей из дискретных частиц, имеющих массу покоя. Например, молекул, атомов, электронов, атомных ядер. Поле – это такая форма существования материи, которая характеризуется, прежде всего, энергией. Посредством поля осуществляется связь и взаимодействие между частицами вещества.

Химия изучает качественный и количественный состав вещества. Качественный состав показывает из каких химических элементов состоит данное вещество, количественный состав указывает в каких количественных соотношениях находятся составляющие его элементы.

Задачей химии является изучение строение вещества, т.е. выяснение, из каких частиц состоит данное вещество, с помощью каких сил связаны между собой эти частицы и как они расположены в пространстве.

Химия изучает также физические и химические свойства веществ. Физические свойства: внешний вид вещества, его температуры плавления и кипения, способность проводить тепло и электрический ток, агрегатное состояние (твердое, жидкое, газообразное). Химические свойства вещества характеризуют его способность превращаться в другие вещества. Такие превращения называются химическими реакциями.

Важной задачей химии является разработка методов получения веществ, обладающих необходимыми свойствами, т.е. методов синтеза химических веществ.

Таким образом, химия изучает состав, строение, свойства и превращения веществ. Также она занимается разработкой методов их получения и очистки.

В настоящее время известно около 10 млн. различных природных и искусственно полученных веществ.

В истории химии можно выделить несколько периодов.

Первый период. Зарождение и развитие химического искусства (с древнейших времен до середины XVII века).

Второй период. Становление химии как науки (со второй половины XVII в. до конца XVIII в.).

Третий период. Развитие химической науки на основе кислородной теории и атомно-молекулярного учения (с конца XVIII в. до 60-х гг. XIX в.)

Четвертый период. Превращение химии в современную науку (с 60-х годов XIX в.).

В конце XIX в. внимание химиков все больше привлекается к исследованию химических реакций и законов, которым они подчиняются. Развивается физическая химия, основы которой были заложены М.В. Ломоносовым. Появилась химическая теория растворов Д.И. Менделеева, были исследованы свойства разбавленных растворов, была создана теория электролитической диссоциации, развивались стереохимия и термодинамика, учение о скорости химических реакций и катализе.

Как одна из отраслей естествознания химия тесно связана с другими науками (биохимия, геохимия, физхимия, космохимия, электрохимия и др.)

В настоящее время не существует ни одной отрасли техники и технологии, где не используются химические вещества и не осуществляются химические процессы. Применение законов химии позволяет совершенствовать существующие и создавать новые процессы, технологии и материалы.

Вот несколько актуальных направлений применения химии:

1) новые источники энергии (получение ракетного топлива, ядерного горючего, создание устройств для преобразования солнечной энергии в электрическую, разработка новых химических источников электрического тока);

2) новые материалы (производство синтетических материалов; создание новых оптико-волокнистых материалов; разработка микроэлектроники и молекулярной электроники, основанных на физико-химических процессах);

3) проблемы сельскохозяйственного производства (повышение урожайности сельскохозяйственных культур за счет развития производства минеральных удобрений, разработки средств борьбы с болезнями растений и их вредителями; увеличение продовольственных ресурсов и сырья для легкой промышленности за счет производства синтетических тканей, красителей, заменителей жиров и т.д.);

4) охрана окружающей среды (разработка методов обнаружения и количественного определения вредных примесей; создание безотходных или малоотходных производств; разработка способов обезвреживания и утилизации промышленных и бытовых отходов).
Основные понятия: химия как наука, предмет, задачи химии и связь с другими науками, краткая история химии, значение химических знаний для специалистов отрасли организации перевозок движения и эксплуатации транспорта.
Вопросы для самоконтроля:


  1. Что изучает наука химия?

  2. Расскажите об актуальных направлениях применения химии?




  1. Лекция

Фундаментальные теории и законы

План

1.Основные понятия химии.

2. Фундаментальные теории и законы химии.

3. Методы определения относительной атомной и относительной молекулярной массы, эквивалентной массы элемента и вещества.


1.Атомно - молекулярное учение.

1.      Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

 2.      Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

 3.      Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

  Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем.

  Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

  Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.



Массовое  
число ®  
Заряд ®  
ядра       

A
Z

Э          

63
29

Cu   и   

65
29

Cu;    

35
17

Cl   и   

37
17

Cl

 

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа.Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает,  атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

  Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам.



Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа  12C - основного изотопа природного углерода.

 

1 а.е.м = 1/12 • m (12C) = 1,66057 • 10-24 г



Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

  Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной наа.е.м.

Ar(Mg) = 24,312

m(Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 •10-23 г

  Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Mг= mг /(1/12mа(12C))

mr - масса молекулы данного вещества;

mа(12C) - масса атома углерода 12C.

Mг = S Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна  сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

 Примеры.

 Mг(B2O3)=2 • Ar(B) + 3 •Ar(O) = 2 •11 + 3 • 16 = 70

 Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) =


= 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 •16 = 258

  Абсолютная масса молекулы  равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

  Количество вещества, моль.  Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль.  Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

Число Авогадро диКваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 • 1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль-1).

 Пример.


Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

 n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

 Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA

 

N(s) = n(s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023



 

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

 

M = m / n



 Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

 Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.

 

M = NA • m(1 молекула)  = NA • Mг • 1 а.е.м. = (NA • 1 а.е.м.) • Mг = Mг



 

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 ® 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

 

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)



Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в  результате  химических  реакций  атомы  не исчезают и не возникают, а  происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс  разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате  чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась  пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение.  Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dm • c2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению  массы на ~10-11 г и Dm практически не может  быть  измерено. В ядерных  реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

 

Составление химических уравнений

 

Включает три этапа:



 

1.      Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "®" :

 

HgO ® Hg + O2



 

2.      Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

 

2HgO ® 2Hg + O2



 

3.      Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

 

Расчеты по химическим уравнениям

 

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.



 

h= (mp / mт) • 100%

 

Если в условиях задач выход  продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).



 

Пример 1


Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

 

Решение

CuO + H2 ® Cu + H2O

 

1.      Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu



 

2.      Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:

6,4 г –– 100% выход (теоретический)

Х г –– 82%

X = (8 • 82) / 100 = 5,25 г

 

Пример 2



Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?

 

Решение

a)     Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды

 w(WO3)= 1,0 - 0,3 = 0,7

m(WO3) = w(WO3) • mруды = 0,7 • 33,14 = 23,2 г

 

b)     Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 порошком алюминия.



WO3 + 2Al ® Al2O3 + W

 

При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO3 –– Х г W



 

X = (23,2 • 187) / 232 = 18,7 г  W

 

c)      Рассчитаем практический выход вольфрама



 

18,7 г  W –– 100%

12,72 г  W –– Y%

Y = (12,72 • 100) / 18,7 = 68%

 

Пример 3.



Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих  20,8 г  хлорида бария и 18,0 г сульфата натрия?

 

Решение

BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4 + 2NaCl

 

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.



 

1.      Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

Обозначим количество г Na2SO–– X.

208 г (1моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г –– с Х г

 

X = (20,8  • 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4



 

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2затратится 13,2 г Na2SO4, а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.

 

2.      Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль) BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г –– Y г



 

Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г

 

Закон постоянства состава

Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).

 

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

 

Пример.


CuS –сульфидмеди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

 

Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.



 

Массовая доля элемента w(Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.

 

w(Э) = (n • Ar(Э)) / Mr



 

Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую молекулярную формулу:

 1.      Обозначают формулу соединения AxByCz

 2.      Рассчитывают отношение X : Y : Z через массовые доли элементов:

 w(A) = (х • Ar(А)) / Mr(AxByCz)

w(B) = (y • Ar(B)) / Mr(AxByCz)

w(C) = (z • Ar(C)) / Mr(AxByCz)

 X = (w(A) • Mr) / Ar(А)

Y = (w(B)  • Mr) / Ar(B)

Z = (w(C)  •Mr) / Ar(C)

 x : y : z = (w(A) / Ar(А)) : (w(B) / Ar(B)) : (w(C) / Ar(C))

3. Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.

 4.      Записывают формулу соединения.

 

Закон кратных отношений

(Д.Дальтон, 1803 г.)

 

Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

 

N2O          N2O3          NO2(N2O4)          N2O5



 

Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5. 

               

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

 

Объемы газов, вступающих в химические реакции, и  объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа.

 

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в  уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

 

Примеры.


 

a)                                                                                                                     

2CO + O2 ® 2CO2

 

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.



 

b)     При синтезе аммиака из элементов:

 

n2 + 3h2 ® 2nh3



 

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

 

Закон Авогадро диКваренья

(1811 г.)

 

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.

 

Закон справедлив только для газообразных веществ.



 

Следствия.

 1.      Одно и то же число молекул различных газов при  одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.

 2.      При нормальных условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

 

Пример 1.



Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?

 

Решение.



Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2

 

При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода; при растворении 4,8 г магния - Х л водорода.



 

X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода

 

Пример 2.



3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным молекулярную массу хлора.

 

Решение.



Находим массу 22,4 л хлора

1 л––3,17 г  хлора

22,4 л - Х г  хлора

X = 3,17 • 22,4 = 71 г

 

Следовательно, молекулярная масса хлора - 71.



 

Объединенный газовый закон - объединение трех независимых частных газовых законов: Гей-Люссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно записать так:

 

P1V1 / T1 = P2V2 / T2



 

И наоборот, из объединенного газового закона

при P = const (P1 = P2) можно получить

V1 / T1 = V2 / T2

(закон Гей-Люссака);

 

приТ= const (T1 = T2):



P1V1 = P2V2

(закон Бойля-Мариотта);

 

при V = const



P1 / T1 = P2 / T2

(закон Шарля).


Уравнение Клайперона-Менделеева

 

Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:

 

pV= (m / M) RT



 

где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль • К) или 0,082 л атм/(моль • К)).

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.

 

Пример.



Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода (II) массой 84 г?

 

Решение.



Количество моль CO равно:

n(CO) = m(CO) / M(CO) = 84 / 28 = 3 моль

Объем CO при н.у. составляет

3 • 22,4 л = 67,2 л

 

Изобъединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:



 

(P • V) / T = (P0 •V0) / T2

 

Следует


V(CO) = (P0 • T • V0) / (P • T0) = (101,3 • (273 + 17) • 67,2) / (250 • 273) = 28,93 л

 

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее (или легче) 1 моля другого газа.



 

DA(B) = r(B) / r(A) = M(B) / M(A)

 

Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:



 

Mср= (m1 +.... + mn) / (n1 +.... + nn) = (M1 • V1 + .... Mn • Vn) / (n1 +.... + nn)

 

Пример1.


Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна его плотность по воздуху (Мср.=29).

 

Решение.



DH2= Mв-ва / MH2= Мв-ва / 2

 

Мв-ва= 2DH2 = 34



 

Dвозд= Mв-ва / Mвозд.ср = 34 / 29 = 1,17

 

Пример2.


Определите плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если массовые доли компонентов составляли 15, 50 и 35% соответственно.

 

Решение.



Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / Mвозд. = Мсмеси / 29

 

Mсмеси= (15 • 28 + 50 • 40 + 35 • 44) / 100 = (420 + 2000 + 1540) / 100 = 39,6



 

Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / 29 = 39,6 / 29 = 1,37

 

Закон эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. Понятие эквивалента было введено для сопоставления соединительной способности разных элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части массы) водорода или 8 ч. м. кислорода или замещает эти массы в соединениях.

Один и тот же элемент может иметь несколько эквивалентов. Так, эквивалент углерода в оксиде, углерода (IV) равен трем, а в оксиде углерода (II) - шести.

Понятие эквивалента можно распространяется и на сложные соединения - основания, кислоты и соли.

Эквивалентом сложного соединения называют массу этого соединения, содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент металлической составной части (основания, соли).

Формулируется закон так: во всех химических реакциях взаимодействие различных веществ друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами, независимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными.



  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


База данных защищена авторским правом ©ekollog.ru 2017
обратиться к администрации

войти | регистрация
    Главная страница


загрузить материал