Уравнение состояния газов.

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тамбовский государственный технический университет»

 

 

Конспект лекций по учебной дисциплине

Химия».

форма обучения:

заочная

составитель:

кафедра «Химия и химические технологии»

к.х.н., доцент Зарапина И.В.

Тамбов 2013

Введение

Химия – одна из фундаментальных естественных наук, знание которой необходимо для научно-технической деятельности современного инженера любой специальности. Химия изучает процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи: механическая – физическая – химическая – биологическая. Известны две формы существования материи: вещество и поле. Вещество – материальное образование, обладающее при данных условиях определенными свойствами. Поле – материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие частиц.

Химия изучает первую форму существования материи – вещество. В современной жизни, особенно в производственной деятельности человека химия играет исключительно важную роль. Нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии. Природа дает нам лишь исходное сырье – дерево, руду, нефть и др. Подвергая природные материалы химической переработке, получают различные вещества – металлы, удобрения, синтетический каучук, пластмассы, искусственное волокно, искусственное топливо, красители, лекарства и т.д. Для химической переработки природного сырья необходимо знать общие законы превращения веществ. И эти знания дает химия. 92% энергии, потребляемой сейчас обществом, мы получаем, осуществляя химические процессы. И если современная энергетика создает экологические проблемы, то виновата в этом не химия, а неграмотное или недобросовестное использование продуктов ее деятельности: химические процессы, продукты, материалы. Наряду с физикой и математикой она составляет основу подготовки специалистов высокой квалификации.

Основные понятия химии

Превращение одних веществ в другие называется химическими рекциями. Внешние признаки химических реакций: 1) выделение теплоты (иногда света); 2) изменение окраски; 3) появление запаха; 4) образование осадка; 5) выделение газа.

Следует отличать физические превращения от химических явлений. Например, горение угля С + О₂ = СО₂.

Физическими называют такие явления, при которых данные вещества не превращаются в другие, а обычно изменяется только их агрегатное состояние или форма: плавление льда.

Каждое вещество обладает определенным набором химических свойств, которые и определяют его участие в химических реакциях.

 

От химических свойств следует отличать физические свойства: Важнейшими физическими свойствами веществ являются:

1) агрегатное состояние (твердое, жидкое, газообразное);

2) цвет;

3) плотность;

4) температуры кипения и плавления;

5) тепло- и электропроводность;

6) растворимость в воде и других жидкостях;

7) вкус и запах и т.д.

Химические свойства не зависят от агрегатного состояния, а физические – зависят. Так, сера в любом агрегатном состоянии при сгорании образует SO₂, то есть проявляет одно и то же химическое свойство, но ее физические свойства в разных агрегатных состояниях различны. Например, плотность твердой серы 2,1 г/см³, жидкой – 1,8 г/см³, газообразной – 0,004 г/см³.

 

Молекула - это мельчайшая частица вещества, которая сохраняет его химические свойства. Атомы – это мельчайшие химически неделимые частицы. Каждый отдельный вид атомов называется химическим элементом.

Основные положения атомно-молекулярного учения следующие:

1. Молекулы и атомы находятся в непрерывном и беспорядочном движении.

1827 г., английский ученый Броун увидел в микроскоп движение твердых частиц в жидкости. Частицы движутся непрерывно и беспорядочно. Это явление назвали броуновским движением.

Скорость движения частиц зависит от температуры. С повышением температуры скорость движения молекул возрастает.

 

2. Между молекулами существуют промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния и температуры.

Наибольшие расстояния имеются между молекулами газов. Этим объясняется их легкая сжимаемость. Труднее сжимаются жидкости, где промежутки между молекулами значительно меньше. В твердых веществах промежутки между молекулами еще меньше, поэтому они почти не сжимаются.

При изменении температуры объем тела изменяется. Между молекулами есть промежутки. При нагревании тела промежутки увеличиваются, при охлаждении – уменьшаются.

 

3. Между молекулами существуют силы взаимного притяжения и отталкивания.

В наибольшей степени эти силы выражены в твердых телах, в наименьшей – в газах.

 

4. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических – разрушаются. При химических реакциях атомы сохраняются и происходит их перегруппировка.

Все вещества делятся на простые и сложные. Вещества, которые состоят из атомов одного элемента, называются простыми, например сера S, водород Н₂, кислород О₂, железо Fe. Вещества, которые состоят из атомов разных элементов, называются сложными. Например, вода Н₂О, мел CaCO₃.

Понятие «простое вещество» нельзя отождествлять с понятием «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами кипения и плавления и др. Химический элемент характеризуется определенным положительным зарядом ядра (порядковым номером), степенью окисления, изотопным составом и др. Свойства элемента относятся к его отдельным атомам. Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из элементов. Например, вода состоит не из простых веществ водорода и кислорода, а из элементов водорода и кислорода. Названия элементов совпадают с названиями соответствующих им простых веществ, за исключением углерода.

Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией, а образовавшиеся вещества аллотропными видоизменениями или модификациями. Явление аллотропии вызывается двумя причинами: 1) различным числом атомов в молекуле, например кислород О₂ и озон О₃; 2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз, графит, карбин, фуллерен (С₆₀ – С₇₀).

 

Абсолютные массы атомов и молекул очень маленькие величины. Например, масса атома углерода 19,93´10^-24 г. Использовать такие числа при расчетах неудобно. Поэтому при расчетах используют относительную величину – относительную атомную массу элемента.

 

Относительная атомная масса элемента – величина, равная отношению массы атома элемента к 1/12 (одной двенадцатой) массы атома углерода–12.

Одна двенадцатая массы атома углерода-12, равная г, называется атомной единицей массы (а.е.м.).

Относительная молекулярная масса вещества – величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода-12.

Числовое значение относительной молекулярной массы равно суммe относительных атомных масс атомов, из которых состоит молекула. Например, относительная молекулярная масса воды

= = 2×1,00797+ 1×15,9994 = 18,01534.

Задание. Рассчитать относительную молекулярную массу стекла Na₂O×CaO×6SiO₂.

(Na₂O×CaO×6SiO₂)= = 2×23+ 16 +40+16+6×28 + 12×16 = 478.

Моль — это количество вещества, содержащее столько частиц (молекул, атомов, ионов или других), сколько содержится атомов в 12 граммах углерода ¹²С. Количество вещества обозначают n.

Задание. Сколько моль атомов содержится в 1 моле серной кислоты?

n(H) = 2 моль, n(S) = 1 моль, n(O) = 4 моль.

 

В одном моле вещества содержится 6,02´10²³ частиц (молекул, атомов).

1 атом С имеет массу 19,93 × 10^-24 г

х частиц имеют массу 12 г

Эта величина называется постоянной Авогадро и обозначается

N_A = 6,02´10²³ моль^-1.

Число частиц рассчитывают по формуле N = n×N_A.

Задание. Сколько атомов кислорода содержится в 8-ми молях нитрата кальция Ca(NO₃)₂?

n(O) = 6×8=48, N(O) = 48 × 6,02×10²³ = 289 ×10²³ атомов.

 

Масса одного моля частиц называется его молярной массой (обозначается буквой M).

Молярную массу вещества можно рассчитать по формуле

= моль^-1 =

= M_r × 1 г/моль

или

г/моль,

Числовое значение молярной массы вещества М равно относительной молекулярной массе (M_r).

Молярная масса – это величина, равная отношению массы вещества (m) к количеству вещества (n):

Задача. Рассчитать количество молекул, образующих 100 г углекислого газа, число атомов кислорода, входящие в эту массу, а также массу двух молекул углекислого газа.

Рассчитаем количество вещества n (СО₂), соответствующее массе оксида равной 100 г.

; ; » 2,273 моль.

Рассчитаем количество молекул, входящих в состав 100 г СО₂.

N(CO₂) = n(CO₂) × N_A; N(CO₂) = 2,273 × 6,02 ×10²³;

N(CO₂) = 13,68 × 10²³ молекул.

n(O) =2 × 2,273 моль, n(O) =2 × 2,273 моль = 4,546, N(O) = 4,546 × 6,02 ×10²³ = 27,367 ×10²³;

Рассчитаем массу одной молекулы.

m₁(CO₂) = n₁(CO₂)×M = = =; m(CO₂)=14,6 × 10^-23 г.

 

Стехиометрические законы

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.

1. Закон сохранения массы веществ сформулирован М.В. Ломоносовым (1748 г): Общая масса веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна суммарной массе веществ, которые образуются в результате реакции.

Французский химик Лавуазье в 1789 г. подтвердил этот закон и сделал вывод: масса каждого атома, который участвует в реакции, не изменяется в этой реакции, то есть при химических реакциях одни элементы не превращаются в другие.

Однако данный закон справедлив только для изолированной системы. Если же система открытая, то имеет место энергетический эффект (выделение или поглощение теплоты), следовательно, массы исходных веществ и продуктов различаются, что выражается уравнением Эйнштейна:

DE = Dmc²,

где DE – изменение энергии; Dm – изменение массы вещества; c – скорость света в вакууме (3×10⁸ м/с). Масса может переходить в энергию и наоборот. Тем не менее, для химических превращений, в отличие от ядерных, данные эффекты невелики и изменение массы незначительно.

2. Закон постоянства состава. Сформулирован Прустом в 1799 г: Всякое чистое вещество независимо от способа его получения и местонахождения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например, вода может быть продуктом различных химических процессов:

NaOH + HCl ® NaCl + H₂O

2H₂ +O₂ ® 2H₂O.

При этом во всех случаях образуются молекулы одной природы, состоящие из двух атомов водорода и одного атома кислорода.

Закон постоянства состава не носит всеобщего характера. По современным представлениям существуют вещества с молекулярным (в основном жидкие и газообразные) и немолекулярным (в основном твердые) строением. Вещества с немолекулярной структурой состоят из атомов или ионов и называются макротелами. Кроме того, наряду с соединениями постоянного состава (дальтониды), существуют соединения переменного состава (бертоллиды). В связи с этим в современную формулировку закона вносят уточнение: Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способов получения, состав соединений с немолекулярной структурой зависит от условий получения.

3. Закон объемных отношений сформулирован в 1808 г. Гей-Люссаком: Объемы газообразных веществ, вступающих в реакцию, и объемы газообразных продуктов реакции при одинаковых условиях (давление, температура) относятся между собой как простые целые числа.

Например, при взаимодействии азота и водорода с образованием аммиака протекает реакция

N₂ + 3H₂ = 2NH₃.

V (N₂):V (H₂) V (NH₃) = 1: 3: 2.

4. Закон Авогадро сформулирован в 1811 г.: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Экспериментально было установлено, что молекулы простых газов (водорода, кислорода, азота, фтора, хлора и др.) состоят из двух атомов. Наиболее простой пример: в результате реакции водорода с хлором образуется 2 объема хлороводорода, а не один.

H₂ + Cl₂ = 2HCl

Следствия из закона Авогадро:

1) Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.

При нормальных условиях (н. у.) (t = 0°С и Р=101325 Па) 6,02×10²³ молекул (1 моль) любого газа занимают объем, равный 22.4 л. Этот объем называется молярным объемом газа V_m.

V_m = V/n, V = nV_m,

V_m = M/

V_m измеряется в л/моль; r – плотность измеряется в г/л.

Задание. Определить M_r газа, если при н.у. его плотность равна г/л.

M_r= 28

Задание. Определить молярную массу газа, если 4,2 г газа занимают при н. у. объем 3 л.

2) Массы равных объемов различных газов при одинаковых условиях относятся как относительные молекулярные (или молярные) массы этих газов. Отношение масс газов, находящихся в равных объемах при одинаковых условиях, называется относительной плотностью одного газа по другому D.

D = m₁/m₂ или D = M₁/M₂

Задание. Определить относительную плотность сероводорода по воздуху.

Относительная молекулярная масса воздуха = 29, поэтому относительную плотность газа по воздуху рассчитывают по формуле

D = M(H₂S)/M(воздуха)

Относительная плотность показывает, во сколько раз один газ тяжелей другого.

 

Уравнение состояния газов.

Для каждой однородной системы справедливо соответствующее уравнение состояния, которое связывает между собой ее объем, давление и температуру. Для идеальных газов, для которых расстояние между образующими их частицами (молекулы, атомы) гораздо больше размеров самих частиц и можно пренебречь взаимодействием между ними в виду его малости, такое уравнение имеет вид

Это уравнение называется уравнение Менделеева – Клапейрона. Отметим, что Р – давление, создаваемое газом или суммарное давление всех компонентов газовой смеси, V – объем, Т - температура по шкале Кельвина
(0°С=273 К) и R – универсальная газовая постоянная, равная в Международной системе единиц 8,31 Дж/(моль×К).

Ели давление измеряется в Па, то объем – в м³, или, соответственно, давление в кПа, а объем – в л.

1 л = 10^–3 м³; 1 кПа = 10³ Па.

Задание. Газ массой 30,3 г заполнил сосуд вместимостью 15 л при температуре 18⁰С. Давление газа внутри сосуда составляет 12200 Па. Рассчитайте молярную массу газа.

М =

5. Закон эквивалентов. Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с одним моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических соединениях.

Э(элемента) = , моль-экв. (Валентность – это число химических связей, образуемых данным атомом).

Всегда Э(Н) = 1 моль-экв, Э(О) = ½ моль-экв.

Масса одного эквивалента элемента называется его эквивалентной массой.

М_Э (элемента) = М(элемента)×Э(элемента), г/моль-экв.

Всегда М_Э(Н) = 1 г/моль-экв, М_Э(О) = 8 г/моль-экв,

 

Задание. Определить эквивалент и эквивалентную массу азота в NH₃ и углерода в метане CH₄.

Э(N) = 1/3 моль-экв, М_Э (N) = 14/3 = 4,67 г/моль-экв;

Э (С) = 1/4 моль-экв, М_Э (С) = 12/4 = 3 г/моль-экв.

Задание. Определите эквивалентную массу азота в оксиде N₂O.

М_Э (N) = 14/1 = 14 г/моль-экв

Эквивалент оксида равен:

Э(оксида) = .

М_Э (оксида) = М(оксида)×Э(оксида).

Задание. Определить эквивалентную массу оксида азота NО₂.

М_Э (NО₂)= г/моль-экв.

Эквивалент кислоты равен:

Э (кислоты)= . Основность – это число атомов водорода в молекуле кислоты.

М_Э (кислоты) = М(кислоты)×Э(кислоты).

Задание. Определить эквивалентную массу угольной кислоты Н₂СО₃.

М_Э (Н₂СО₃)= г/моль-экв.

Эквивалент основания равен:

Э(основания) = . Кислотность – это число гидроксогрупп в молекуле основания.

М_Э (основания) = М(основания)×Э(основания).

Задание. Определить эквивалентную массу гидроксида алюминия Al(OH)₃.

М_Э (Al(OH)₃)= г/моль-экв.

Эквивалент соли равен:

Э(соли) = .

М_Э (соли) = М(соли)×Э(соли).

Задание. Определить эквивалентную массу сульфата железа (III) Fe₂(SO₄)₃.

М_Э (Fe₂(SO₄)₃)= г/моль-экв.

Рихтер сформулировал закон: Массы веществ, которые вступают в реакцию и образуются в результате реакции, пропорциональны их эквивалентам или эквивалентным массам.

или .

Задание. При соединении 1,50 г натрия с хлором образовалось 3,81 г хлорида натрия. Найти эквивалентную массу натрия, если эквивалентная масса хлора 35,45 г/моль-экв.

m(Cl) = m(NaCl) – m(Na) = 3,81 – 1,50 = 2,31 г.

, , г/моль-экв.

Задание. Рассчитайте эквивалентную массу и валентность железа, если 22,4 г железа соединяются с 9,6 г кислорода.

; , М_Э(О) = 16/2=8 г/моль-экв.

г/моль-экв.

М_Э (Fe) = М (Fe)×Э(Fe), Э(Fe) = 1/валентность, М_Э (Fe) = ,

Валентность = 56/18,67 = 3.