МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Факультет общематематических и естественнонаучных дисциплин

Кафедра химии

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

ПО ДИСЦИПЛИНЕ

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(Для студентов заочной формы обучения)

Часть 1

Учебно-методическое пособие

Череповец

2005

Примеры решения задач по дисциплине «Общая и неорганическая химия» (для студентов заочной формы обучения). Ч. 1: Учеб.-метод. пособие. - Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. – 61 с.

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 9 от 10.06.05.

Одобрено редакционно-издательской комиссией факультета общематематических и естественнонаучных дисциплин ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 5 от 14.06.05.

Составители: О.А. Калько – канд. техн. наук, доцент;

Н.В. Кунина

Рецензенты: Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ);

Т.А. Окунева (ГОУ ВПО ЧГУ)

Научный редактор: Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент

© Калько О.А., Кунина Н.В., 2005

© ГОУ ВПО Череповецкий государст-­

венный университет, 2005

Введение

Данное учебно-методическое пособие содержит краткие теоретические сведения и примеры решения задач по следующим разделам курса «Общая и неорганическая химия»: основные законы химии; строение атома и периодичность изменения свойств элементов; химическая связь и строение молекул. Пособие предназначено для студентов заочной формы обучения в качестве вспомогательного руководства при выполнении домашних контрольных работ. Оно также будет полезным при подготовке к экзамену или зачету. Для более глубокого изучения дисциплины необходимо также ознакомиться с соответствующими разделами учебников, рекомендуемых в программе курса. Содержание учеб­но-методического пособия соответствует государственному стандарту дисциплины «Общая и неорганическая химия» для химических специальностей.

Основные законы химии Краткие теоретические сведения

Химия – одна из фундаментальных естественных наук, предметом изучения которой являются вещества, их свойства и превращения. Одной из центральных характеристик вещества является масса m. Истинные массы структурных составляющих вещества (атомов, молекул и др.) очень малы (порядка 10^-2410^-20 г), поэтому для удобства в химии принято работать не с абсолютными, а с относительными значениями масс.

Относительная атомная масса химического элемента А_r – это величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе) к массы изотопа углерода 12 ( С). Значения атомных масс всех химических элементов содержатся в Периодической системе Д.И. Менделеева.

массы С называется атомной единицей массы (а. е. м.),

т. е.

.

Относительная молекулярная масса вещества M_r находится как сумма А_r атомов, из которых состоит молекула.

В 1971 году в Международную систему единиц измерения (СИ) была введена единица количества вещества – моль n – такое количество вещества, которое содержит столько структурных элементарных частиц (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12.

Число атомов в 12 г С равно 6,02  10²³ атомов. Это число называется постоянной Авогадро N_А, которая равна N_А = (6,022045   0,000031)  10²³ моль^-1.

Таким образом, количество вещества можно оценить по формуле

, (1)

где N – число элементарных структурных единиц вещества.

Масса 1 моль вещества называется молярной массой M. Ее можно вычислить как отношение массы вещества m к его количеству n, кг/моль (г/моль):

или . (2)

Численное значение М (в г/моль) совпадает с M_r вещества.

Количественные расчеты между веществами, находящимися в газообразном состоянии, удобнее производить не по массе, а по объему. Наиболее важными законами газового состояния являются законы Авогадро, Менделеева – Клапейрона и Дальтона.

Закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Это означает, что одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых физических условиях один и тот же объем. Из закона Авогадро вытекают два важных следствия.

Следствие 1. При одинаковых физических условиях (т. е. Р, Т = const) 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который называют молярным объемом V_м . При нормальных усло­ви­ях (н. у.) – давление 101,325 кПа (1 атм или 760 мм рт. ст.), температура 273 К (0 С) – этот объем равен V = = 22,4 дм³/моль;

Следствие 2. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:

, (3)

где m₁, m₂ – массы газов, г; M₁, M₂ – молярные массы газов, г/моль. Отношение называется относительной плотностью первого газа по второму D . Тогда из формулы (3) следует, что

M₁ = M₂  D (4)

Зависимость между количеством идеального газа, его объемом, давлением и температурой можно выразить равенством, которое отражает закон Менделеева – Клапейрона:

, (5)

где = n,  моль; P – давление, Па; V – объем, м³; R =

= 8,314 Дж/(моль  К) - универсальная газовая постоянная; T – температура, К.

Если газообразная фаза представляет собой смесь нескольких газов, химически не взаимодействующих друг с другом, то общее давление такой смеси Р можно определить по закону Дальтона:

Р = Р₁ + Р₂ + Р₃ + … , (6)

где Р – общее давление; Р₁, Р₂, Р₃, … – парциальные давления газов 1, 2, 3, … .

Парциальным давлением газа Р_i в смеси называется давление, которое производил бы этот газ, если бы при тех же физических условиях он занимал объем всей газовой смеси. Его можно рассчитать по формулам:

Р_i = ; (7)

P_i = x_i  P, (8)

где n_i – число моль i-го газа в смеси; – мольная доля i-го газа в смеси.

При количественных расчетах не обязательно записывать уравнение химической реакции и подбирать коэффициенты, если использовать понятия эквивалент и закон эквивалентов.

Эквивалентом Э (Х) называют некую реальную или условную частицу (атом, молекулу, ион, радикал и т.п.), которая может присоединять, замещать или быть каким-либо другим образом равноценна 1 моль атомов водорода или ионов Н⁺ в химических реакциях. В общем случае эквивалент элемента или вещества Х можно найти по формуле

Э(Х) = ,

где z^* – число эквивалентности, равное тому количеству атомов или ионов водорода, которое эквивалентно (равноценно) частице Х.

Масса 1 моль эквивалента вещества или элемента Х называется молярной массой эквивалента М_Э(Х) (г/моль). Ее можно рассчитать по формуле

М_Э(Х) = М(Х)  Э(Х) = .

Число эквивалентности z^* для химического элемента, входящего в состав какого-либо вещества, равно модулю степени окисления (с. о.), проявляемой данным элементом в химическом соединении. Таким образом, расчет молярной массы эквивалента элемента следует вести по формуле

М_Э(элемент) = . (9)

Для простого одноатомного вещества (например: Mg, P, S и т.д.) z^* равно наиболее характерной валентности В элемента прос­того вещества. Тогда

М_Э (Х) = . (10)

Правила определения значения z^* веществ и формулы для расчета их молярных эквивалентных масс во всех других случаях приведены в табл. 1.

При решении задач с участием газообразных веществ обычно пользуются не М_Э, а молярным эквивалентным объемом вещества V_Э, то есть объемом, который занимает 1 моль эквивалентов газа. Расчет V_Э газа (в дм³/моль) при н. у. следует вести по формуле

, (11)

где Э – эквивалент элемента, составляющего газ; N – число атомов элемента в молекуле газа; 22,4 – молярный объем газа при н.у., дм³/моль.

Достаточно часто уравнения химических реакций записывают в сокращенно-ионной форме. Для ионов М_Э вычисляют по формуле

М_Э(иона) = . (12)

Таблица 1