- •Краткий конспект лекций по химии
- •Краткий конспект лекций по химии
- •Краткий конспект лекций по химии
- •4. Закон эквивалентных отношений: массы реагирующих веществ: m(a) и m(b) относятся между собой как молярные массы их эквивалентов: мэ (а) и мэ (в).
- •4. Для расчетов в электрохимии
- •Запрещено :
- •Последовательность заполнения атомных орбиталей, в зависимости от значений n и, была сформулирована советским ученым
- •1. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ.
- •4. Зависимость скорости химической реакции от температуры.
- •5. Зависимость скорости химической реакции от катализатора.
- •1. Кс, содержащие лиганды молекулярного типа
- •2. Кс, содержащие лиганды ионного типа
- •3.Циклические кс (хелаты).
- •4.Смешанные комплексы
- •1 Закон: массы веществ, выделившихся на электродах прямопропорциональны количеству электричества (q), прошедшего через раствор или расплав электролита
- •Краткий конспект лекций по химии
- •91034 Г.Луганск,кв.Молодежный, 20а
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫ
ВОСТОЧНОУКРАИНСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
имени ВЛАДИМИРА ДАЛЯ
Краткий конспект лекций по химии
для студентов заочной формы обучения.
Луганск ВНУ 2003
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫ
ВОСТОЧНОУКРАИНСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
имени ВЛАДИМИРА ДАЛЯ
Краткий конспект лекций по химии
для студентов заочной формы обучения всех инженерных специальностей
УТВЕЖДЕНО
на заседании кафедры химии
Протокол №____ от . .
Луганск ВНУ 2003
УДК54
Краткий конспект лекций по химии
для студентов заочной формы обучения всех инженерных специальностей.
/ Сост: С.П. Бугрим, И.А. Хоружая. -Луганск: Изд-во Восточноукр. нац. ун-та, 2003. –104с.
Краткий конспект лекций по химии включает 12 лекций с примерами решения типовых задач и указанием литературных источников по основным темам курса: «Стехиометрические законы химии», «Квантовомеханическое представление о строении атома», «Правила и порядок заполнения атомных орбиталей», «Периодический закон Д.И.Менделеева. Закономерности периодической системы», «Химическая термодинамика», «Второе начало химической термодинамики», «Химическая кинетика», « Растворы электролитов, слабые электролиты», «Комплексные соединения», «Окислительно-восстановительные реакции», «Основы электрохимии», «Химические источники тока», «Коррозия металлов и защита металлов от коррозии», «Электролиз». Краткий конспект лекций отвечает требованиям программы курса химии для технических специальностей. Рекомендован для студентов заочной формы обучения всех инженерных специальностей.
.
Составители: С.П. Бугрим, ст. преп., И.А. Хоружая,доц.кафедры
химии им.В.Даля химии ВНУ
Отв. за выпуск: В.Л. Абраменко, доц.
Рецензенты: А.А. Григорьева, доц.
СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ.
План
Закон сохранения материи.
Закон постоянства состава Пруста.
Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро.
Закон эквивалентных отношений.
Литература:
1. Фролов В.В. Химия. Гл.V, §51-56.
2. Лучинский Г.П. Курс химии. Гл.V, §8-12, гл. VI, §13-18
3. Общая химия под ред. Соколовской Е.М. и др. Гл.6, §1-11.
Стехиометрией называется раздел химической науки, который изучает количественные отношения между веществами в химических процессах. Стехиометрия лежит в основе химического анализа и является фундаментом в развитии теоретической химии.
Основные стехиометрические законы:
1. Закон сохранения материи.
Масса веществ, вступающих в химическую реакцию равна массе веществ, образующихся в результате ее. Закон был высказан в 1748 г. и обоснован в 1756г. русским ученым М.В. Ломоносовым.
С точки зрения атомно-молекулярного учения смысл закона сохранения массы веществ заключается в том, что атомы имеют постоянную массу, а их общее количество в ходе реакции не изменяется, поэтому масса веществ до и после реакции остается постоянной. Например:
а) 2Mg + O2 → 2MgO б) (NH4)2 Cr2 O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
2∙24 + 16∙2 → 2(24+16) 28 + 152 + 72
80 → 80 252 252
На основании закона сохранения массы можно составлять химические уравнения и по ним производить необходимые расчеты.
Задача. Сколько выделится Pb, если при погружении в раствор Pb(NO3)2 цинковой пластинки ее масса увеличилась на 7,1 г?
Для решения задачи необходимо записать уравнение реакции:
Pb(NO3)2 + Zn → Zn(NO3)2 + Pb ,
65 207
где 65 – молярная масса цинка; 207 – молярная масса свинца. По уравнению реакции, при увеличении массы цинковой пластинки на 142 грамма (207-65)- свинца выделится 207г, а при увеличении массы цинковой пластинки на 7,1 г – свинца выделится X г. Найдем массу свинца.
X=(mPb)= .
2. Закон постоянства состава.
Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный количественный и качественный состав. Закон был сформулирован французским ученым Ж.Л.Прустом в 1808 году.
Например, молекула воды имеет постоянный количественный (на два атома водорода приходится один атом кислорода) и качественный состав (Н; О), не зависимо от способов получения:
CuO + H2 H2O + Cu
CH4 + 2O2 2H2O + CO2
C2H5OH + 3O2 3H2O + 2CO2
H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4
Чистота веществ определяется по t0C плавления, t0Скипения, плотности, спектрам.
3.Закон Авогадро.
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях
(t0С , P) содержится одно и то же число молекул. Закон сформулирован итальянским физиком Авогадро в 1811г и имеет ряд следствий.
Следствие 1. В одном моле вещества содержится 6, 02 ∙10 23 молекул.
Значение 6, 02 ∙ 10 23 моль –1 называют числом
Авогадро(NA).
Следствие 2. Один моль любого газа при нормальных условиях (н.у.)
(00С(273 K), 1,03 . 105 Па) занимает объем 22,4 л/моль.
1 моль О2 (М(О2)=32 г/моль) – содержит 6,02•1023 молекул кислорода, он занимает объем 22,4 л/моль.
1 моль Н2 (М(Н2)=2 г/моль) – содержит 6,02•1023 молекул водорода, он занимает объем 22,4 л/моль.
Задача. Какой объем водорода выделится при травлении 3,25 г Zn соляной кислотой?
Для решения задачи записываем уравнение реакции:
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
65 22,4
где 65 – молярная масса цинка; 22,4 – молярный объем водорода.
При травлении 65 г цинка выделится 22,4 л/моль водорода, а при травлении 32,5 г цинка выделится Х л водорода. Найдем объем выделившегося водорода при н.у.
) = X =
В результате работ немецкого химика Рихтера, английских ученых Дальтона и Волластона (1792 – 1800 г.) были установлены так называемые “соединительные веса” или эквиваленты реагирующих веществ.
Химическим эквивалентом вещества называют такое его количество, которое соединяется полностью с одним моль атомов водорода или замещает такое же количество водорода в его соединениях.
Например, в соединениях НС1, H2О, NH3 эквиваленты хлора, кислорода, азота соответственно равны 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль. За единицу эквивалента принят эквивалент водорода Э (Н) =1 моль атомов). Эквивалент выражают в молях. Кроме понятия эквивалент пользуются понятием молярная масса эквивалента.
Молярная масса эквивалента – это масса одного химического эквивалента вещества МЭ (Н) = 1 г/моль; МЭ (N) = 14∙1/3 = 4,67 г/моль; МЭ (Cl) = 35,45 г/моль; МЭ (S) = 32∙1/2 = 16 г/моль.
Молярная масса эквивалента элемента равна отношению молярной массы элемента (М) к его валентности (В). Например:
S+4O2 , валентность серы равна IV; MЭ (S+4) = M(S)/B = 32/4 = 8 г/моль;
S+6O3, валентность серы равна VI; MЭ (S+6) = M(S)/B = 32/6 = 5,3 г/моль.
Для газообразных веществ удобно пользоваться эквивалентным объемом.
Эквивалентный объем (Vэ) – это объем, занимаемый одним химическим эквивалентом газообразного вещества при нормальных условиях. Эквивалентная масса водорода составляет 1/2 его моля (M(H2)=2 г/моль). Молярный объем водорода равен 22,4 л (н.у.), тогда эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль. Эквивалентная масса кислорода составляет 1/4 его моля, (M(О2)= 32 г/моль).
Молярный объем кислорода составляет 22,4 л/моль (н.у.), тогда эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л/моль.
Молярные массы эквивалентов сложных веществ можно определять.
Для оксида:
1 способ: МЭ(Al2O3) = , где n – число атомов элемента в молекуле; В – его валентность. МЭ (Al2O3) = 102/2∙3 = 17 г/моль
2 способ: МЭ (Al2O3) = МЭ (O-2) + МЭ(Al+3) =16/2 + 27/3 =17г/моль
Для основания:
1 способ: МЭ (Са(ОН)2) = где кислотность основания- это число (ОН- )-групп в молекуле основания, вступивших в реакцию.
2 способ: МЭ (Са(ОН)2) = МЭ (Са2+) + МЭ (ОН-) = 40/2 + 17 = 37 г/моль
Для кислоты:
1 способ: МЭ (H3PO4) = где основность кислоты– это число катионов Н+ в молекуле кислоты, вступивших в реакцию.
2 способ:
МЭ (Н3РО4) = МЭ (Н+) + МЭ (РО43-) = 1+ 95/3 = 1+ 31,6 = 32,6 г/моль.
Для соли:
1 способ: МЭ (Са3(РО4)2)=
МЭ (Nа HCO3) =
МЭ (A1 (OH)C12) = ,
где В – валентность металла или заряд катиона для основной соли.
n – число атомов металла в молекуле соли.
2 способ:
МЭ (Са3(РО4)2) = МЭ (Са2+) + МЭ (РО43-) = 40/2 + 95/3 = 51,7 г/моль;
МЭ(NaHCO3) = МЭ (Na+) + МЭ (HCO3-) = 23 + 61 = 84 г/моль;
МЭ (А1ОНС12) = МЭ (А1ОН2+) + МЭ (С1-) = 44/2 + 35,5 = 57,5г/моль.
Нахождение молярной массы эквивалентов сложных веществ по уравнениям химических реакций.
Для кислот:
а) H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O;
б) H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O.
В реакции «а» заместилось два иона водорода кислоты,
а в реакции «б» – три. Следовательно, основность кислоты в первом случае равна двум, а во втором случае – трем:
а) МЭ (Н3РО4) = ;
б) МЭ (Н3РО4) = .
Для оснований:
а) А1 (ОН)3 + НС1 → А1(ОН)2С1 + Н2О, кислотность основания
равна 1;
б) А1(ОН)3 + 2НС1 → А1ОНС12 + 2Н2О, кислотность основания
равна 2
а) МЭ (А1(ОН)3) =
б) МЭ (А1(ОН)3) = 78/2 = 39 г/моль.
Нахождение молярной массы эквивалентов веществ по уравнениям окислительно-восстановительных реакций:
2KMnO4 + 5SnCl2 + 16HCl = 5SnCl4 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
восстановитель Sn+2 - 2ē → Sn+4 5 окисляется
10
окислитель Mn+7 + 5ē → Mn+2 2 восстанавливается
Молярная масса эквивалента окислителя равна отношению молярной массы окислителя (M(KMnO4)) к количеству принятых электронов.
МЭ(KMnO4) = .
Молярная масса эквивалента восстановителя равна отношению молярной массы восстановителя (M(SnCl2)) к количеству отданных электронов.
МЭ (SnCl2) = .