Искусство
Языки
Языкознание
Вычислительная техника
Информатика
Финансы
Экономика
Биология
Сельское хозяйство
Психология
Ветеринария
Медицина
Юриспруденция
Право
Физика
История
Экология
Промышленность
Энергетика
Этика
Связь
Автоматика
Математика
Электротехника
Философия
Религия
Логика
Химия
Социология
Политология
Геология
Основные понятия и законы химии
 Скачать 220.5 Kb.
|
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ. Химия относится к естественным наукам. Она изучает состав, строение, свойства и превращения веществ, а также явления, сопровождающие эти превращения. Вещество является одной из основных форм существования материи. Вещество как форма материи состоит из отдельных частиц различной степени сложности и обладает собственной массой, так н а з ы в а е м о й массой покоя.
Все вещества можно разделить на простыеи сложные. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента, сложные- из атомов нескольких химических элементов. Химический элемент - это определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Следовательно, атом - это мельчайшая частица химического элемента. Понятие простое вещество нельзя отождествлять с понятием химический элемент. Химический элемент характеризуется определенным положительным зарядом ядра атома, изотопным составом, химическими свойствами. Свойства элементов относятся к его отдельным атомам. Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами плавления и кипения и т.п. Эти свойства относятся к совокупности атомов и для разных простых веществ они различны. Простое вещество - это форма существования химического элемента в свободном состоянии. Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией, а образующие вещества - аллотропными видоизменениями. Так, элемент кислород образует две аллотропные модификации - кислород и озон, элемент углерод - алмаз, графит, карбин, фуллерен. Явление аллотропии вызывается двумя причинами: различным числом атомов в молекуле (например, кислород О2и азон О3) либо образованием различных кристаллических форм (например, углерод образует следующие аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен), карбин был открыт в 1968г (А.Сладков, Россия), а фуллерен в 1973 г теоретически (Д.Бочвар, Россия), а в 1985г - экспериментально (Г.Крото и Р.Смолли, США). Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из химических элементов. Так водород и кислород, входящие в состав воды, содержатся в воде не в виде газообразных водорода и кислорода с их характерными свойствами, а в виде элементов- водорода и кислорода. Мельчайшей частицей веществ, имеющих молекулярную структуру, является молекула, которая сохраняет химические свойства данного вещества. Согласно современным представлениям из молекул состоят в основном вещества, находящиеся в жидком и газообразном состоянии. Большинство же твердых веществ (в основном неорганических) состоит не из молекул, а из других частиц (ионов, атомов). Не имеют молекулярной структуры соли, оксиды металлов, алмаз, металлы и пр.
Современные методы исследования позволяют определить чрезвычайно малые массы атомов с большей точностью. Так, например, масса атома водорода составляет 1,674 10-27 кг, углерода – 1,993 10-26 кг. В химии традиционно используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. В 1961г за единицу атомной массы принята атомная единица массы (сокращенно а.е.м.), которая представляет собой 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С. Большинство химических элементов имеют атомы с различной массой (изотопы). Поэтому относительной атомной массой (или просто атомной массой) Аr химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома углерода 12С. Атомные массы элементов обозначают Аr, где индексr – начальная буква английского слова relative – относительный. Записи Ar(H), Ar(O), Ar(C) означают: относительная атомная масса водорода, относительная атомная масса кислорода, относительная атомная масса углерода. Относительная атомная масса – одна из основных характеристик химического элемента.
Относительной молекулярной массой Мr вещества называется величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода 12С. Молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома 12С. Так, молекулярная масса кислорода Mr(O2) равна 32. Это означает, что масса молекулы кислорода в 32раза больше, чем 1/12 массы атома 12C. Относительная молекулярная масса – одна из основных характеристик вещества.
Наряду с единицами массы, в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем. Моль – количество вещества, содержащее в своем составе столько атомов, молекул, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода 12С. Применяя понятие моль, необходимо в каждом конкретном случае точно указать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, моль атомов Н, моль молекулы H2, моль ионов H+. В настоящее время число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества (постоянная Авогадро), определено с большей точностью. В практических расчетах его принимают равным 6,02 1023. Исходя из этого можно сказать, что моль – это количество вещества, которое содержит 6,02 1023 структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.) Отношение массы «m» вещества к его количеству «n» называют молярной массой вещества.  Молярную массу обычно выражают в г/моль.
МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТОВ В настоящее время эквивалентом (Э) называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалента одному атому или иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Так же, как молекула, атом или ион, эквивалент безразмерен. И так же, как в случае молекул, атомов или ионов, состав эквивалента выражается с помощью химических знаков и формул. Для того чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество. Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента.  (1)С одним ионом водорода реагирует один ион гидроксила. Поэтому Э  , а эквивалент гидроксида калия и гидроксида натрия будет соответственно КОН и NaOH.Рассмотрим взаимодействие Ca(OH)2c HCl.  (2)В реакции (2) один ион водорода эквивалентен 1/2 иона  , одному иону ОН и одному иону Cl . Следовательно, Э , Э(Cl) =   , Э.Запишем уравнение реакции (2) в молекулярной форме:  Одному иону  эквивалента 1/2 молекулы  , следовательно, Э  (3)B реакции (3) с одним ионом цинка взаимодействуют два электрона, поэтому Э  . (4)В реакции (4) ион Fe  реагирует с одним электроном и, соответственно Э  (5)В реакции (5) ион Fe присоединяет три электрона, следовательно, Э .ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ (fэ) – это число, которое показывает, какая часть реальной частицы соответствует 1 эквиваленту. По реакции (1) fэ(OH ) = 1;по реакции (2) fэ(Ca(OH)2= 1/2; fэ(CaCl2) = 1/2; по реакции (3) fэ  ;по реакции (4) fэ(Fe ) = 1,по реакции (5) fэ(Fe ) = 1/3.Так как один ион водорода соответствует единице валентности, то fэ химического элемента равен 1/В, где В – валентность элемента в данном соединении. Например, в  fэ(S) = ½, Э(S) = 1/2S, в NH fэ(N) = 1/3, Э(N) = 1/3 N, в AlCl fэ(Al) = 1/3, Э(Al) = 1/3Аl,fэ(Cl) = 1, Э(Cl) = Cl. МОЛЬ ЭКВИВАЛЕНТОВ – это количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или ½ моль атомов кислорода или замещает те же количества водорода в их соединениях. Например, в соединениях HCl, H2S, NH3, CH4моль эквивалентов хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 моль Cl, ½ моль S, 1/3 моль N, ¼ моль углерода. Для нахождения молярной массы эквивалентов химического элемента нужно молярную массу данного элемента умножить на фактор эквивалентности. Например, в тех же соединениях HCl, H2S, NH3, CH4, Мэ(Cl) = M(1Cl) = 35,5 г/моль, Мэ(S) = M(1/2S) = 16 г/моль, Mэ(N) = M(1/3N) = 4,67 г/моль, Мэ(С) = М(1/4C) = 3 г/моль Рассмотрим, как определяются эквивалент, фактор эквивалентности и молярная масса эквивалентов сложных веществ. Эквивалент кислоты зависит от ее основности, которая определяется числом атомов водорода, замещающихся в реакции на атомы металла, fэ(кислоты) =  . Если кислота многоосновная, то fэ и Э и Мэ могут принимать различные значения. Например: В реакции (6) серная кислота обменивает на металл один атом водорода, поэтому fэ(Н2SO4) = 1, Э(H2SO4) = H2SO4,M(1H2SO4) = 98 г/моль В реакции (7)  обменивает на металл два атома водорода, т.е. ведет себя как двухосновная кислота, поэтомуfэ(H2SO4) = 1/2, Э(H2SO4) = 1/2 H2SO4, М(1/2 H2SO4) = 49 г/моль Эквивалент основания зависит от кислотности основания, которая определяется числом гидроксильных групп, обменивающихся на кислотный остаток, fэ(основания)  . Для многокислотных оснований fэ – величина переменная и зависит от условий проведения реакции, например: В реакции (8) гидроксид алюминия обменивает одну группу ОН на кислотный остаток, поэтому fэ(Al(OH)3) = 1, Э(Al(OH)3) = Al(OH)3, M(1 Al(OH)3) = 78 г/моль.В реакции (9) Al(OH)3 обменивает на кислотный остаток две группы ОН , поэтому fэ(Al(OH)3) = ½, Э(Al(OH)3) = ½Al(OH)3, М(1/2 Al(OH)3) = 39 г/моль.В реакции (10) fэ(Al(OH)3)=1/3, Э = 1/3Al(OH)3, М(1/3Al(OH)3) = 26 г/моль. Для средних солей  , где В – валентность металла, образующего соль, n – число его атомов.Например, Na2SO4 - fэ(Na2SO4) = 1/2, Э(Na2SO4) = 1/2 Na2SO4, M(1/2Na2SO4) = 71 г/моль Al2(SO4)3 - fэ(Al2(SO4)3 = 1/(2 3) = 1/6, Э(Al2(SO4)3 = 1/6 Al2(SO4)3, М(1/6 Al2(SO4)3) = 57 г/моль СаСО3 - fэ (СаСО3) = 1/2, Э(СаСО3) = 1/2 СаСО3, М(СаСО3) = 50 г/моль Для кислых и основных солей fэ, Э и Мэ определяются по уравнению реакции, исходя из того что вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах. Рассмотрим следующие реакции: NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O (11) NaHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + NaCl + HCl (12) Al(OH)Cl2 + HCl =AlCl3 + H2O (13) Al(OH)Cl2 + 2NaOH = Al(OH)3 = 2NaCl (14) Al(OH)Cl2 + Na3PO4 = AlPO4 + 2NaCl + NaOH (15) B реакции (11) одна молекула гидросульфата натрия взаимодействует с 1 эквивалентом NaOH, следовательно, fэ(NaHSO4) = 1, Э(NaHSO4) = NaHSO4, M(1NaHSO4) = 120 г/моль. В реакции (12) одна молекула NaHSO4 взаимодействует с двумя эквивалентами хлорида бария, т.к. fэ(ВаCl2) = 1/2 и Э(BaCl2) = 1/2BaCl2, следовательно, fэ(NaHSO4) также равен 1/2 и Э(NaHSO4) = 1/2NaHSO4, M(1/2NaHSO4) = 60 г/моль. В реакции (13) одна молекула дихлорида гидроксоалюминия взаимодействует с 1 эквивалентом HCl, поэтому fэ(Al(OH)Cl2) = 1, Э(Al(OH)Cl2) = Al(OH)Cl2, M(1 AlOHCl2) = 115 г/моль. В реакции (14) одна молекула AlOHCl2 взаимодействует с двумя эквивалентами NaОН(fэ(NaOH) = 1), следовательно, fэ(AlOHCl2) = 1/2, Э(AlOHCl2) = 1/2 AlOHCl2, М(1/2 AlOHCl2) = 57,5 г/моль. В реакции (15) одна молекула AlOHCl2 взаимодействует с тремя эквивалентами Na3PO4(fэ(Na3PO4) = 1/3), поэтому fэ(AlOHCl2) = 1/3, Э(AlOHCl2) = 1/3AlOHCl2, M(1/3AlOHCl2) = 38,3 г/моль. Для оксидов, проявляющих основные свойства, fэ равен  где В - валентность металла, n - число атомов металла в оксиде, например, CaO - fэ(СaO) = 1/2, Э(CaO) = 1/2 CaO, M(1/2CaO) = 28 г/моль, Na2O - fэ(Na2O) = 1/2, Э(Na2O) = 1/2Na2O, M(1/2Na2O) = 31 г/моль. Al2O3 - fэ(Al2O3) = 1/6, Э(Al2O3) = 1/6 Al2O3, M(1/6Al2O3) = 17 г/моль. Для оксидов, проявляющих кислотные свойства, fэ по уравнению реакции: SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O (16) В реакции (16) одна молекула оксида серы (V1) взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида натрия (fэ(NaOH) = 1), cледовательно, fэ(SO3) = 1/2, Э(SO3) = 1/2SO3, M(1/2SO3) = 40 г/моль Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (17) В реакции (17) одна молекула оксида алюминия взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида натрия, поэтому fэ(Al2O3) в данной реакции равен 1/2, Э(Al2O3) = 1/2 Al2O3, M(1/2Al2O3) = 51 г/моль. Из всего сказанного можно сделать вывод, что фактор эквивалентности химического элемента и любого сложного вещества равен единице, деленной на число образующихся либо перестраивающихся связей . Для кислот, оснований, средних солей и оксидов, проявляющих основные свойства, молярная масса эквивалентов может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов, составляющих данное соединение ионов (или элементов для оксидов). Например, Мэ(H2SO4) реакции (6) равна: Мэ(Н+) + Мэ(НSO-4) = M(1H+) + M(1HSO4-) = 98 г/моль (fэ(иона) равен 1, деленной на заряд иона). Мэ(H2SO4) в реакции (7) равна Мэ(Н+) + Мэ(SO42-) = M(1H+) + M(1/2SO42-) = 49 г/моль Мэ(Al(OH)3) в реакции (7) = Мэ(Al(OH)2+) + Mэ(OH-) = M(1Al(OH)2) + M(1OH-) = 78 г/моль Мэ(Al(OH)3) в реакции (8) равна Мэ(AlOH2+) + Мэ(OH-) = M(1/2AlOH2+) + M(1OH-) = 39 г/моль. Мэ(Al(OH)3) в реакции (9) равна Мэ(Al+3) +Mэ(OH-) = M(1/3 Al3+) + M(1OH-) = 26 г/моль. Mэ(AL2(SO4)3) = Mэ(Al3+) + Mэ(SO42-) = M(1/3Al3+) + (1/2SO42-) = 57 г/моль. Mэ(CaO) = Mэ(Ca2+) + Mэ(O2-) = M(1/2Ca2+) + M(1/2O2-) = 28 г/моль. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИРаздел химии, рассматривающий массовые и объемные отношения между реагирующими веществами, называется стехиометрией. Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро. Рассмотрим некоторые из них.
Впервые закон сохранения массы веществ был высказан и экспериментально обоснован М.В.Ломоносовым в 1756 году. В настоящее время он формулируется так: 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 в химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего, их число остается неизменным до и после реакции. Поэтому атомы имеют постоянную массу и их число в результате реакции не изменяется, а происходит только перегруппировка атомов, то масса веществ до и после реакции остается постоянной. М.В.Ломоносов связывал закон сохранения массы веществ с законом сохранения энергии: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением А.Эйнштейна: Е = m c2, где Е – энергия, m – масса, c – скорость света в вакууме. Это соотношение выражает эквивалентность массы и энергии любого объекта, но это не значит, что вещество и энергия тождественны и взаимопревращаемы. На основании закона сохранения массы вещества уравниваются уравнения реакций.
Согласно этому закону каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. Этот закон появился в результате длительного (1801-1808) спора французских химиков Ж.Пруста, считавшего, что отношения между элементами, образующими соединения, должны быть постоянными, и К.Бертолле, который считал, что состав химических соединений является переменным. В результате тщательной экспериментальной проверки восторжествовала точка зрения Пруста, считавшего состав соединений постоянным. Закон постоянства состава сыграл важную роль в развитии химии и до сих пор сохранил свое значение, однако выяснилось, что не все соединения имеют постоянный состав. В 1912-1913 гг Н.С. Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава, которые он предложил назвать бертоллидами. К бертоллидам относятся многие кристаллические соединения: оксиды, карбиды, нитриды, фосфиды и т.д. Например, в зависимости от способа получения состав оксида титана может изменяться от ТiO0,6 до TiO1,33. Соединения постоянного состава по предложению Н.С.Курнакова называют дальтонидами. К дальтонидам относятся газообразные, жидкие и часть твердых веществ, имеющих молекулярное строение, т.е. состоящих из молекул. В состав молекул входит лишь целое и притом постоянное количество атомов. Число атомов в молекуле выражается целочисленными индексами в химических формулах, например,  и т.п. Отношение между массами элементов в соединениях постоянного состава всегда постоянно, т.к. атомы обладают определенной массой.
Изучение свойств газов позволило итальянскому физику А.Авогадро в 1811г высказать гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными, а потому стала называться законом Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро вытекает важное следствие: моль любого газа при нормальных условиях (0  С(273К) и давлении 101,3 кПа) занимает объем, равный 22,4 л. В этом объеме содержится 6,02 1023 молекул газа (число Авогадро).Из закона Авогадро также следует, что массы равных объемов различных газов при одинаковых температуре и давлении относятся друг к другу как молярные массы этих газов, т.е. другими словами, плотности различных газов при одинаковых условиях пропорциональны их молярным массам. На этом следствии из закона Авогадро основан простейший метод определения молярной массы веществ, находящихся в газообразном состоянии. Закон Авогадро позволяет рассчитать плотность газа (   ) при нормальных условиях на основании отношения молярной массы М к объему моля: Из этого уравнения можно определить молярную массу газа: М = 22,4 
Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступивших в реакцию и образующихся в результате реакций, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа, равные их стехиометрическим коэффициентам. Например,  - при взаимодействии двух объемов водорода и одного объема кислорода образуются два объема водяного пара. Закон справедлив в том случае, когда измерения объемов проведены при одном и том же давлении и одной и той же температуре.
Введение в химию понятий «эквивалент» и «молярная масса эквивалентов», позволило сформулировать закон, называемый законом эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов.  ,  ,Следует остановиться на понятии объема моля эквивалентов газа. Как следует из закона Авогадро, моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Соответственно, для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число моль эквивалентов в одном моле. Так как один моль водорода (  ) содержит 2 моль эквивалентов Н, то 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем 22,4 /2 = 11,2 л. Аналогичным образом можно рассчитать молярный объем эквивалентов кислорода :Э(О) = ½ О = 1/4О2 ; Vэ(О) = 22,4 /4 = 5,6 л 1КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.3.1 Выразить в граммах массу одной молекулы оксида серы (1V). 3.2 Сколько молекул содержится в 1 мл водорода при нормальных условиях? 3.3 Какой объем при нормальных условиях занимают 27 1021 молекул газа ? 3.4 Какой объем СО2 получается при сгорании 2 л бутана? Объемы обоих газов измерены при одинаковых условиях. 3.5 При взаимодействии NH3 c Сl  образуются хлороводород и азот. В каких объемных соотношениях взаимодействуют NH3 и Cl2 и каково отношение объемов получающих газов ?3.6 Вычислить молярную массу газа, если масса 600 мл его при нормальных условиях равна 1,714 г. 3.7 Одинаков ли эквивалент хрома в соединениях CrCl3 и Cr2(SO4)3? Ответ поясните. 3.8 Одинакова ли молярная масса эквивалентов железа в соединениях FeCl2 и FeCl3? Ответ подтвердите расчетами. 3.9 На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,0 г гидроксида натрия. Определить молярную массу эквивалентов кислоты. 3.10 При взаимодействии фосфорной кислоты со щелочью образовалась соль. Na2HPO4. Найти для этого случая значение молярной массы эквивалентов фосфорной кислоты. 3.11 Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить молярную массу эквивалентов металла и объем выделившегося водорода. 3 РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ 3.1 Моль. Молярная масса. Молярный объем. Задача 3.1.1 Сколько молей сульфида железа (II) содержится в 8,8 г FeS? Решение: Определяем молярную массу (М) сульфида железа (II). М(FeS) = 56+32=88 г/моль Рассчитаем, сколько молей содержится в 8,8 г FeS  Задача 3.1.2 Сколько молекул содержится в 54 г воды? Чему равна масса одной молекулы воды? Решение: Определяем молярную массу воды. М(Н2О) = 18 г/моль Следовательно, в 54 г воды содержится 54/18 = 3 моль Н2О. Один моль любого вещества содержит 6,02 1023 молекул. Тогда в 3 молях (54г Н2О) содержится 6,02 1023 3 = 18,06 1023 молекул. Определим массу одной молекулы воды.  Задача 3.1.3 Сколько молей и молекул содержится в 1 м3 любого газа при нормальных условиях? Решение: 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Следовательно, в 1м3 (=1000л) будет содержаться 44,6 молей газа:  1 моль любого газа содержит 6,02 1023 молекул. Из этого следует, что в 1 м3 любого газа при нормальных условиях содержится 6,02 1023 44,6 = 2,68 1025 молекул. Задача 3.1.4 Выразите в молях: а) 6,02 1023 молекул С2Н2; б) 1,80 1024 атомов азота; в) 3,01 1023 молекул NH3. Какова молярная масса указанных веществ? Решение: Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного вида, равное постоянной Авогадро. Отсюда: а)  б)  в)  Масса моля вещества выражается в г/моль. Молярная масса вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе, выраженной в а.е.м. Следовательно, молярные массы данных веществ равны: а) М(С2Н2) = 26 г/моль; б) М(N) = 14 г/моль; в) М(NH3) = 17 г/моль; Задача 3.1.5 Определить молярную массу газа, если при нормальных условиях 0,824 г его занимают объем 0,260 л. Решение: При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Вычислив массу 22,4 л данного газа, мы узнаем его молярную массу. 0,824 г газа занимают объем 0,260 л Х г газа занимают объем 22,4 л  Следовательно, молярная масса газа равна 71 г/моль. 3.2 Эквивалент. Фактор эквивалентности. Молярная масса эквивалентов. Задача 3.2.1 Вычислите эквивалент, фактор эквивалентности и молярную массу эквивалентов Н3РО4 при реакциях обмена, в результате которых образуются кислые и нормальные соли. Решение Запишем уравнения реакций взаимодействия фосфорной кислоты со щелочью: Н2РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O; (1) Н2РО4Н2РО4 + 2NaOH = Na2 HPO4 + 2H2O; (2) Н2РО4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O; (3) Т.к. фосфорная кислота трехосновная кислота, она образует две кислые соли: NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия и Na2 HPO4 - гидрофосфат натрия и одну среднюю соль Na3PO4 - фосфат натрия. В реакции (1) фосфорная кислота обменивает на металл один атом водорода, т.е. ведет себя как одноосновная кислота, поэтому fэ (Н3РО4) в реакции (1) равен 1; Э(Н3РО4) = Н3РО4; М (1 Н3РО4) = 98 г/моль. В реакции (2) фосфорная кислота обменивает на металл три атома fэ (Н3РО4) водорода, т.е. ведет себя как двухосновная кислота, поэтому fэ (Н3РО4) в реакции (2) равен 1/2; Э(Н3РО4) = 1/2Н3РО4; М (1/2 Н3РО4) = 49 г/моль. В реакции (3) фосфорная кислота ведет себя как трехосновная кислота, поэтому fэ (Н3РО4) в данной реакции равен 1/3; Э(Н3РО4) = 1/3Н3РО4; М (1/3 Н3РО4) = 32,67 г/моль. Задача 3.2.2 Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их эквивалентные и молярные массы эквивалентов. Решение: Запишем уравнения происходящих реакций: КН2РО4 + 2КОН = К3РО4 + 2 Н2О Bi(OH)2NO3 + KOH = Bi(OH)3 + KNO3 Дигидрофосфат калия при взаимодействии с КОН обменивает на металл два атома водорода, т.е. fэ соли КН2РО4 = 1/2; Э(КН2РО4) = 1/2 КН2РО4; М(1/2 КН2РО4) = 1/2 (39 + 2 + 31 +64) = 68 г/моль Нитрат дигидроксовисмута (III) при реакции с КОН обменивает одну группу NO3- на ион ОН-, т.е. в молекуле основной соли перестраивается одна связь, следовательно: Э(Bi(OH)2 NO3) = Bi(OH)2 NO3; М(1 Bi(OH)2NO3) = 305 г/моль 3.3 Основные законы химии Задача 3.3.1 Плотность газа по воздуху равна 1.17. Определить молярную массу газа. Решение: Из закона Авогадро следует, что при одном и том же давлении и одинаковых температурах массы равных объемов газов относятся как их молярные массы.  где  - относительная плотность первого газа ко второму, которую обозначают Д.Следовательно, по условию задачи  Средняя молярная масса воздуха М2 равна 29 г/моль. Тогда: М1 = 1,17 29 = 33,9 г/моль Задача 3.3.2 Какой объем СО2 получится при сгорании 2л бутана? Сколько литров кислорода вступит в реакцию? Объемы газообразных веществ измерены при одинаковых условиях. Решение: Запишем уравнение реакции горения бутана 2С4Н10 + 13 О2 = 8 СО2 + 10Н2О (г) На основании закона Авогадро коэффициенты в уравнении реакции между газообразными веществами указывают не только на отношение между числом реагирующих и полученных молекул, но и на объемные соотношения исходных и конечных газообразных продуктов (закон объемных отношений). Приведенное уравнение можно читать так: 2л С4Н10 + 13л О2 = 8л СО2 + 10л Н2О (г) или: на сжигание 2л бутана требуется 13л кислорода и при этом образуется 8л оксида углерода (IV) и 10л паров воды. Задача 3.3.3 Какой объем сероводорода можно сжечь в 800л воздуха? Какой объем диоксида серы получится при этом? Решение: В 800л воздуха содержится 800 0,21 = 168л кислорода. Запишем уравнение происходящей реакции: 2Н2S + 3 O2 = 2 SO2 + 2H2O Из уравнения реакции следует, что для сжигания двух объемов Н2S требуется три таких же объемов кислорода, следовательно, можно составить пропорцию: На сжигание 2л Н2S нужно 3л О2 На сжигание Хл Н2О нужно 168л О2  Из уравнения реакции также следует, что объем полученного SO2 равен объему сожженного Н2S, т.е.112 л. Задача 3.3.4 На восстановление 7,09г оксида двухвалентного металла требуется 2,24л водорода (н.у.) Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна атомная масса металла? Решение: Согласно закону эквивалентов  (1)Молярный объем любого газа при н.у. равен 22,4л. Отсюда молярный объем эквивалентов водорода Vэ(Н2), молекуула которого состоит из двух атомов, т.е. содержит два моля атомов водорода, равен 22,4/2 = 11,2л. Из уравнения (1) находим молярную массу эквивалентов оксида металла:  Согласно закону эквивалентов Мэ(МеО) = Мэ(Ме) + Мэ(О2), отсюда Мэ(Ме) = Мэ(МеО) – Мэ(О2) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль (8г/моль – молярная масса эквивалентов кислорода). Молярную массу металла определяем из соотношения:  Мэ – молярная масса эквивалентов; М – молярнаяя масса металла; В – стехиометрическаяя валентность метаалла. Тогда М = Мэ В = 27,45 2 = 54,9 г/моль Так как атомная масса в а.е.м. численно равна молярной массе, выраженной в г/моль, то искомая масса металла 54,9 а.е.м. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ 1 Г.П. Хомченко Химия для поступающих в ВУЗы.– М.:ВШ, 1985 г. 2 Потапов В.М., Хомченко Г.П. Химия. – М.: ВШ, 1985 г.3 Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.:Химия, 1986. 4 Лучинский Г.П.Курс химии. – М.: ВШ, 1985.5 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1986 г.6 Романцева Л.М., Лещинская З.Л.,Суханова В.А. – Сборник задач и уп ражнений по общей химии. – М.: ВШ, 1991 г.7 Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. – М.: ВШ, 1986 г.Коровин Н.В. Общая химия. – М.: ВШ, 1998 г. |