Методические указания к изучению темы

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА № 1 по ХИМИИ

«Основные химические понятия и законы химии»

К изучению первой темы курса химии следует подходить как к освоению алфавита и таблицы умножения: в ней все определения и весь понятийный аппарат должны быть усвоены досконально, определения поняты и заучены. Свобода владения этим материалом на уровне компетенций поможет в последующих темах легко ориентироваться в новых терминах и закономерностях.

Основными физическими величинами Международной системы измерений (СИ) являются:

метр (м) – единица измерения длины;

килограмм (кг) – единица измерения массы;

секунда (с) – единица измерения времени;

ампер (А) – единица измерения силы электрического тока;

кельвин (К) – единица измерения термодинамической температуры;

кандела (Кд) – единица измерения силы света;

моль (моль) – единица измерения количества вещества.

В систему измерений СИ введено некоторое число производных величин: джоуль (Дж) – единица измерения работы, энергии и количества теплоты; паскаль (Па) – единица измерения давления и механического напряжения.

В расчетах широко применяются и внесистемные единицы измерений. К ним относятся:

атомная единица массы (а. е. м.) – единица массы в атомной физике и квантовой химии;

электронвольт (эВ) – единица энергии в атомной физике и квантовой химии;

литр (л) – единица объема и вместимости;

градус Цельсия (⁰С) - единица температуры;

тонна (т) – единица массы;

гектар (га) – единица площади;

минута, час, сутки – единицы времени.

Единицу, в целое число раз бóльшую системной или внесистемной, называют кратной единицей (например, киломоль (кмоль) - в 1000 раз больше моля), а в целое число раз меньшую – дольной единицей (например, миллиметр (мм) – в 1000 раз меньше метра).

К наиболее распространенным количественным величинам, используемым в химических расчетах, относят массу вещества, но в химии применяется несколько различных понятий массы: абсолютная и относительная атомная (молекулярная) масса; массовое число; количество вещества, моль; молярная масса; количество вещества эквивалента и молярная масса эквивалента. Напомним эти химические понятия и расчетные формулы, в которых они используются.

Абсолютная атомная (молекулярная) масса ( обозначается ) – истинная физическая масса атома химического элемента или молекулы химического соединения, выраженная в физических единицах массы.

Например, = 1 кг; = 1,67·1 кг; (О) = 2,66·1 кг; кг.

Относительная атомная (молекулярная) масса (обозначается ) – условная безразмерная нефизическая величина, показывающая, во сколько раз физическая масса атома или молекулы больше одной атомной единицы массы (1 а. е. м.), равной части физической массы атома углерода изотопа :

; = (1)

В формулах (1) использованы следующие обозначения: - относительная атомная масса атома химического элемента ; (Y) – относительная молекулярная масса молекулы химического соединения Y; (X) и (Y) – абсолютные физические массы атома Х и молекулы вещества Y, выраженные в единицах массы (кг, г); ) – абсолютная физическая масса атома углерода изотопа . Двенадцатая часть этой величины или 1 а. е. м. = кг.

Например, рассчитанная по этой формуле относительная атомная масса одного атома кислорода равна (O) = 16; а относительная молекулярная масса молекулы кислорода равна ) 32.

Как видим, относительная молекулярная масса вещества численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы этого вещества. Она легко вычисляется по формуле вещества.

Заметим, что в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева приведены средние взвешенные значения относительных атомных масс всех устойчивых изотопов известных химических элементов.

Например, относительная молекулярная масса вещества железа (3) сульфата будет определяться как сумма произведений относительных атомных масс составляющих молекулу этого соединения химических элементов на их количество, отображенное в формуле соответствующими индексами:

] 2 (Fe) 3 (S) 3·4 (O).

Значения относительных атомных масс элементов находим в Периодической таблице, произведём расчет и получим величину относительной молекулярной массы соли: ] 400.

Массовое число (обозначается А) - физическая величина, отражающая массу ядра изотопа атома любого химического элемента, определяемая, как сумма произведений количества протонов () и нейтронов (), входящих в состав ядра, на их относительную массу (p) и (n). Массовое число выражается в атомных единицах массы (а. е. м.).

Физические массы протона и нейтрона равны между собой и равны физической массе 1 а. е. м.: (p) (n) г, а (p) (n) 1 а. е. м. Отсюда:

А = (p) + (n) (а. е. м.); А = + . (2)

Из определения можно сделать вывод о том, что массовое число всегда будет величиной целой и положительной.

Количество вещества, моль (обозначается латинской буквой n) – это реальная физическая величина, показывающая определенное количество вещества любой химической системы, содержащее столько ее структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг (12 г) химического вещества углерода, состоящего из атомов изотопа .

При применении величины моля структурные элементы химической системы должны быть определены, и они могут состоять как из реальных структурных единиц (например, отдельных атомов, молекул, ионов, электронов, нуклонов, или из ансамблей атомов, молекул, ионов), так и из условных структурных элементов (например, молекулы перманганата калия в окислительно-восстановительном процессе).

Количество структурных элементов (атомов) в одном моле атомов углерода изотопа легко рассчитать по формуле:

) .

Полученная величина имеет постоянное значение и показывает число структурных элементов в любом веществе количеством 1 моль. Эта величина известна как число Авогадро. С другой стороны, отношение числа структурных элементов в любой системе (N) к количеству вещества этой системы (n) также является постоянной величиной. Она относится к физическим константам, имеющим размерность, и называется постоянной Авогадро (обозначается ). Из определения следует, что = = . Физической смысл этой величины состоит в том, что в одном моле любого вещества всегда содержится структурных элементов этого вещества.

При расчетах следует указывать, какие структурные элементы в них участвуют. Например, 1 моль атомов кислорода n (О) 1 моль, или 1 моль молекул кислорода n () 1 моль; 1 моль атомов водорода n (Н) 1 моль, или 1 моль катионов водорода n () 1 моль, или 1 моль протонов в ядрах n (р) 1 моль, и т. д.

В общем случае для определения количества вещества любой химической системы можно использовать следующую расчетную формулу:

n = (моль), (3)

где n – количество вещества структурных элементов химической системы (моль); N –количество структурных элементовэтой системы; – постоянная Авогадро ().

Молярная масса (М) – физическая масса одного моля вещества любой химической системы, выраженная в единицах массы (г/моль; кг/моль; кг/кмоль). Из самого определения молярной массы следует ее расчетная формула:

М = , (4)

где М – молярная масса вещества или физическая масса 1 моля химического вещества (г/моль или кг/кмоль); m – физическая масса определенной доли этого вещества (г или кг); n – количество вещества структурных элементов в указанной доле (моль или кмоль). Сравнивая формулы (3) и (4), получим еще одну расчетную формулу:

М = m ). (5)

Для любого атома как структурного элемента химического вещества его молярная масса численно совпадает с величиной относительной атомной массы химического элемента Периодической таблицы. Соответственно, молярная масса химического соединения численно совпадает с относительной молекулярной массой этого соединения, рассчитанной по его химической формуле. Однако физический смысл понятий «молярная масса вещества» и «относительная атомная (молекулярная) масса» совершенно разный.

Например, для химического вещества диоксида углерода число 44 - относительная масса молекулы ( 44), показывающая, что эта молекула в 44 раза тяжелее одной а. е. м. А величина 44 г/моль – это физическая масса порции газа, состоящей из молекул данного газа, т.е. молярная масса .

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

Из закона вытекают два следствия.

Следствие 1: Одинаковое число молекул разных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.

Для одного моля вещества, в котором содержится молекул, этот объем называется молярным , и если условия, при которых находится газ, нормальные ( 273 К и Па), то молярный объем равен 22,4 л. Этот объем был назван молярным объемом любого газа при нормальных условияхили объемной постоянной Авогадро: = 22,4 л/моль. Из сказанного следует, что количество вещества любого газообразного объекта (n) можно определить, если известен занимаемый им при нормальных условиях объем ( ), или объем (V), занимаемый при произвольных условиях:

n = (); n = (). (6)

Следствие 2: Отношение масс равных объемов различных газов при одинаковых условиях есть величина постоянная, и называется относительной плотностью одного газа по другому газу:

при V₁ = V₂ = ( _Р,Т = (7)

Здесь: – относительная плотность газа 1 по газу 2 или величина, показывающая во сколько раз первый газ легче или тяжелее второго газа, если они находятся при одинаковых условиях (Р; Т); и – физические массы равных объемов газов 1 и 2; и – молярные массы этих газов.

Заметим при этом, что относительную плотность газов D нельзя путать с плотностью газа ρ, обозначающую, как и в случае жидкостей, отношение физической массы газа m к его объему V:

ρ = . (8)

Плотность неизвестного газа относительно известного легко определить эмпирическим путем, и затем, зная молярную массу известного газа, рассчитать молярную массу неизвестного газа:

= DM. (9)

С помощью уравнения состояния идеального газа или уравнения Менделеева-Клапейрона можно произвести любые расчеты для газовых систем при условиях отличных от нормальных:

PV = RT, (10)

где Р – давление газа, Па; V – его объем, ; Т – температура, К; m – физическая масса газа, г; М – его молярная масса, г/моль; R – коэффициент пропорциональности, называемый универсальной газовой постоянной Ридберга, равный R 8,314 .

Вместе с тем, объемную постоянную Авогадро можно применить лишь в том случае, если газ находится при нормальных условиях (, ). Приведение газа к нормальным условиям обеспечивает объединенный газовый закон Шарля:

_m = _m, (11)

где Р, V и Т – параметры состояния газа массой m при любых условиях; , , – параметры состояния этого же газа массой m при нормальных условиях, т.е. при температуре 273 К и давлении Па.

Для произвольных условий молярный объем газа определяется по формуле:

V_m = и тогда ρ = . (12)

Химический эквивалент (обозначается Э) – реальная или условная частица химического вещества, вступающая во взаимодействие прямым или косвенным образом с одним ионом водорода (в кислотно-основных или ионообменных реакциях) или с одним электроном ē (в окислительно-восстановительных реакциях).

Эквивалент – безразмерная величина, состав которой выражают с помощью химических формул и символов. Его численное значение зависит от конкретной реакции c участием данного химического вещества. Рассмотрим несколько примеров.

В реакцию с одной молекулой натрия гидроксида

вступил лишь один ион водорода от молекулы серной кислоты. Следовательно, эквивалент натрия гидроксида и эквивалент серной кислоты будут равны одной молекуле щелочи и одной молекуле кислоты. Аналогично рассуждаем и по отношению к продуктам этой реакции: эквивалент натрия гидросульфата и эквивалент воды также будут равны одной молекуле соли и одной молекуле воды, соответственно: Э ; Э () ; Э () ; Э ( O) O.

Зато в реакции с двумя молекулами щелочи по уравнению

2 2

участвуют два иона водорода от одной молекулы серной кислоты, следовательно эквивалентом серной кислоты, также как и эквивалентом соли натрия сульфата, является половина каждой молекулы (Э () ; Э () ), в то время как эквивалентом натрия гидроксида и воды остается одна молекула каждого из этих веществ (Э () ; Э () ).

По аналогии, эквивалентом фосфорной кислоты может быть целая молекула (Э () ), ее половина (Э () ) или ее треть (Э () ) в зависимости от условий протекания реакции с участием фосфорной кислоты.

У ванадия (4) хлорида величина эквивалента может иметь четыре различных значения согласно следующим уравнениям реакций гидролиза этой соли:

О ; Э () ;

2 О 2 ; Э () ;

3 О 3 ; Э () ;

4 О 4 ; Э () .

Из этих уравнений легко также определить и эквиваленты основных солей, образующихся в процессе гидролиза : Э () ; Э () ; Э ( ; Э ( .

В то же время эквивалент воды и соляной кислоты во всех реакциях постоянен и равен одной молекуле каждого из этих веществ (Э ( О) О; Э () ).

В окислительно-восстановительном процессе:

4 4 4 2 O

для восстановления одной молекулы кислорода до состояния воды понадобилось 4ē ( 2 ), для окисления одной молекулы железа (2) хлорида - 1ē ( ). Соответственно, при образовании одной молекулы воды использованы 2ē, а одной молекулы хлорида железа (3) – отдан 1ē. Исходя из этого устанавливаем, что в окислительно-восстановительном процессе Э () ; Э () ; Э ( О) О; Э () . Анионы в окислительно-восстановительном процессе не участвовали, катионы - также, они лишь создавали благоприятную кислотную среду, поэтому в данной конкретной реакции эквивалент соляной кислоты Э () 0.

Приведенные примеры доказывают, что эквивалент любого химического вещества - величина переменная и зависит от условий химической реакции, в которой это вещество участвует. Понятие эквивалента химического объекта без указания конкретного химического процесса неприменимо.

Число, обозначающее долю реальной частицы, эквивалентную (равнозначную) одному иону или одному электрону ē, называют фактором эквивалентности (f_э).

Следовательно, f_э () . f_э () . f_э ( О)

f_э () . f_э () . f_э () .

Легко заметить, что фактор эквивалентности обратно пропорционален валентности, проявляемой атомом или молекулой в химической реакции, т.е. f_э .

Количество вещества эквивалентов (обозначается , выражается в моль) - наименьшее количество вещества химической системы, взаимодействующее прямым или косвенным образом с одним молем атомов или ионов водорода (1 моль Н или 1 моль ) или с одним молем электронов (1 моль ē) в соответствующих химических процессах.

Из этого определения следует, что в одном моле эквивалентов любого вещества содержится эквивалентов этого вещества. С другой стороны, если известны факторы эквивалентности химических реагентов, участвующих в конкретном химическом процессе, то количество эквивалентов каждого из участников этого процесса будет определяться по формулам:

= n, или = = (13)

Физическую массу одного моля эквивалентов вещества называют молярной массой эквивалентов этого вещества (обозначается , выражается в г/моль).

Рассчитать молярную массу эквивалентов вещества можно по фактору его эквивалентности или по валентности:

_{(простого в-ва)} М _{(простого в-ва)} = . (14)

_{(сложного в-ва)} М _{(сложного в-ва)} = , (15)

где B – валентность атома простого вещества или функциональной группы сложного вещества, N – число атомов простого вещества или функциональных групп сложного вещества, участвующих в процессе.

Заметим, что в кислотах функциональной группой является ион , в основаниях – ион , в солях – ион металла. Следовательно, () ; () , но ) ; ) или ) ); ) .

Для вычисления объема, занимаемого одним молем эквивалентов газообразного вещества, используется аналогичная формула:

или . (16)

В формуле (16) – молярный объем газа, или объем, который занимает 1 моль любого газа при нормальных условиях, он равен, как мы помним, 22,4 л/моль.

Отсюда следует, что один моль эквивалентов водорода занимает объем ) = 11,2 л; один моль эквивалентов кислорода занимает объем ) = 5,6 л; один моль эквивалентов диоксида углерода занимает объем ) 11,2 л.

Согласно закону эквивалентов И. Рихтера вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Следовательно, для реакции, которую схематично можно изобразить в виде , математическое выражение закона эквивалентов запишется так:

= . (17)

В уравнении (17) m (A) и m (B)– физические массы реагентов, вступивших в реакцию.

Закон эквивалентов справедлив и по отношению к продуктам реакции, поэтому его математическое выражение может быть представлено и в ином виде, в зависимости от той задачи, которую необходимо решить:

= ; (18)

Выражения (17) и (18) можно записать и в ином виде:

= = , (19)

из чего следует, что количества вещества эквивалентов (n_э) всех реагентов реакции равны между собой: (A) = (B) = (AB). (20)

Закон эквивалентов позволяет использовать и еще одну расчетную формулу определения молярной массы эквивалентов сложного вещества как суммы молярных масс эквивалентов составляющих это вещество атомов химических элементов. Если общая формула сложного вещества , то его молярная масса эквивалента равна

) = (А) + (В) + (С). (21)

Для веществ, взаимодействующих в растворах, закон эквивалентов удобно представить в виде · = ·, (22)

где и – молярные концентрации эквивалентов растворов (1) и (2), выраженные в моль/л; и – объемы взаимодействующих растворов, л.

Дата добавления: 2015-07-11