Предмет изучения (химические определения)

В основе современной химии как науки лежит атомно-молекулярное учение. Его основные положения, формировавшиеся на протяжении нескольких веков, в современной трактовке сводятся к следующим.

• Все вещества состоят из атомов. Атомы различных видов отличаются массой и свойствами.

• Атомы могут объединяться в молекулы. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении, скорость которого возрастает с повышением температуры.

• Существуют вещества молекулярного и немолекулярного строения. У веществ с молекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллической решетки находятся молекулы (Н ₂ О, С₆ H ₁₂ O ₆, и др.). У веществ с немолекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллической решетки находятся атомы или ионы (алмаз, графит, NaCl и др.).

• Расстояния между молекулами зависят от агрегатного состояния вещества и от температуры. Наибольшие расстояния существуют между молекулами газов, наименьшие — в твердых веществах.

• Между молекулами действуют силы взаимного притяжения и отталкивания.

При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических, как правило, разрушаются или видоизменяются.

Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества. Атом электрически нейтрален и представляет собой систему, состоящую из элементарных частиц — протонов и нейтронов, входящих в ядро атома (нуклонов), а также электронов, окружающих ядро, связанных сложными электромагнитными и другими взаимодействиями.

Молекула — мельчайшая электронейтральная частица вещества, сохраняющая его состав и химические свойства. Молекула может состоять из одного (инертные газы), двух (например, О₂) или более (например, С₆Н₁₂О₆) атомов, характеризуется видом и числом входящих в нее атомов, а также определенной структурой.

Формульная единица вещества — это химическая частица (атом, молекула, катион, анион), а также любая совокупность химических частиц, передаваемая ее химической формулой, например: Na, Н₂О, NaCl, CuSО₄∙5H₂О и т.д.

Протон (р), масса 1,67∙10" кг (1 а.е.м.), имеет положительный заряд 1,6∙10^-19 Кл (условно +1).

Нейтрон (n), масса 1,67 • 10"^2/ кг (1 а.е.м.).

Электрон (е), масса покоя 9,1•10^-31кг (1/1836 а.е.м.), имеет отрицательный заряд 1,602∙10^-19 Кл (условно -1).

Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый элемент имеет свое название и свой символ.

Для каждого электронейтрального атома:

Число протонов = Заряд ядра (Z) = Число электронов = Порядковый номер элемента.

Массовое число атома (А) равно сумме протонов (Z) и нейтронов (N):

А = Z + N

                                                                     Массовое Заряд

   число    ядра

 

Изотопы — разновидности атомов одного химического элемента, имеющие разные массовые числа.

Атомная масса химического элемента равна среднему значению масс всех его изотопов с учетом их распространенности в природе. Для удобства расчетов введена специальная единица измерения атомных масс, а именно 1 а.е.м.

Атомная единица массы (а.е.м.) — это 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С (1,66∙10^-24г). Часто ее называют далътоном (Да). 1 Да = 1 а.е.м.

Относительная атомная масса элемента (А _r) — отношение средней массы атома данного элемента для природного изотопного состава к 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С.

Относительная молекулярная масса (М _r) — отношение средней массы молекулы данного вещества для природного изотопного состава входящих в него элементов к 1/12 массы атома изотопа углерода С. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех входящих в состав молекулы элементов, вычисляется по химической формуле вещества, например:

M_r(H₂SO₄) = 1∙2 + 32 + 16∙4 = 98.

Ион — заряженная частица, состоящая из одного или нескольких атомов. Положительно заряженные ионы называются катионами (К⁺, NH₄⁺ и др.), отрицательно заряженные — анионами (ОН^-, Сl^-, NO₃^- и др.).

Простое вещество — вещество, состоящее из атомов одного элемента (O₂, Н₂, Сl₂ и др.).

Аллотропия — способность элементов образовывать несколько простых веществ. Аллотропия может быть обусловлена различным числом атомов в молекуле (O₂ и О₃ и др.) или различием в строении кристаллической решетки, например, алмаз и графит.

Сложное вещество — вещество, состоящее из атомов разных элементов, например, Н₂O, NaCl.

Моль — единица измерения количества вещества. Моль — это такое количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных элементов), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С, а именно 6,022•10²³. Эта величина называется числом Авогадро (N_A = 6,022•10²³ моль^-1).

Молярная масса (М) — масса (в граммах) 1 моль вещества. М численно равна А _r или М _r Единица измерения — г/моль.

Закон постоянства состава вещества:

всякое химически чистое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа и места его получения.

 

Для веществ немолекулярного строения возможны небольшие отклонения от этого закона.

Закон сохранения массы:

суммарная масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна суммарной массе веществ, образовавшихся в этой реакции.

 

Количества веществ, вступающих в химическую реакцию, и количества веществ, образующихся в результате этой реакции, соотносятся как коэффициенты в уравнении реакции.

Для записи реакции, протекающей между химическими веществами, используют химические уравнения, или уравнения химической реакции, под которыми понимают условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов (рис. 1.1).

Уравнение химической реакции дает качественную и количественную информацию о химической реакции, реагентах и продуктах реакции; его составление основывается на законах стехиометрии, в первую очередь, законе сохранения массы веществ и количеств веществ элементов в химических реакциях. Кроме уравнений используются полные и краткие схемы химических реакций — условные записи, дающие представление о природе реагентов и продуктов, т.е. качественную информацию о химической реакции.

Рис. 1.1. Схема реакции, протекающей между химическими веществами

О₂ + 2Н₂ = 2Н₂О

 

Эквивалент — это реальная или условная частица, которая соответствует переносу одного иона КГ в кислотно-основной реакции или одного электрона в окислительно-восстановительной реакции, или единичному заряду иона, участвующего в химической реакции, не сопровождающейся изменением степеней окисления элементов.

Фактор эквивалентности (f_экв) — число, показывающее, какая доля реальной частицы или формульной единицы соответствует одному эквиваленту.

Закон эквивалентов:

количества веществ эквивалентов всех веществ, вступивших в химическую реакцию и образовавшихся в результате реакции, численно равны между собой.

 

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от реакции, в которую оно вступает. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Например, в реакции

Н₃РO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O

три атома водорода замещаются на атомы натрия; иначе говоря, в реакцию вступают три иона Н⁺. В этом случае эквивалентом Н₃РО₄ в этой реакции будет являться условная частица 1/3 Н₃РО₄, так как если одна молекула Н₃РО₄ предоставляет три иона Н⁺, то один ион Н⁺ соответствует 1/3 молекулы Н₃РО₄. С другой стороны, в реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислоты вступает три моль щелочи, которые отдают три иона ОН^- следовательно, один ион ОН^- потребуется на взаимодействие с 1/3 молекулы кислоты. Эквивалент щелочи — одна формульная единица NaOH.

Между Н₃РО₄ и NaOH также могут происходить реакции с другим соотношением реагирующих веществ. При этом кислота будет иметь другие значения фактора эквивалентности:

Н₃РО₄ + 2NaOH → Na₂HPО₄ + 2Н₂О                   f_экв(Н₃РО₄) = 1/2

Эквивалент фосфорной кислоты — 1/2 молекулы Н₃РО₄.

Н₃РО₄ + NaOH → NaH₂PО₄ + Н₂О                    f_экв(Н₃РО₄) = 1

Эквивалент фосфорной кислоты — молекула Н₃РО₄.

Пример 1.1. Определите фактор эквивалентности перманганата калия, используемого в перманганатометрии для количественного определения восстановителей в кислой среде.

Решение. Перманганат ион восстанавливается в кислой среде по следующему уравнению: МпО₄^- + 8Н⁺ + 5е” → Mn²⁺ + 4Н₂О. С учетом переноса пяти электронов в этой полуреакции f_экв(МnO₄^-) = 1/5.

Пример 1.2. Определите фактор эквивалентности сульфата алюминия и фосфата натрия в реакции

Al₂(SO₄)₃ + 2Na₃PO₄ → 2АlРO₄ + 3Na₂SO₄

Al³⁺ + РО₄^3- → АlРO₄

Решение. Так как в составе формульной единицы Al₂(SO₄)₃ содержатся два иона Al³⁺, f_экв[Al₂(SO₄)₃] = 1/(2•3), или l/6; f_экв(Na₃PO₄) = 1/(1•3) = 1/3, так как в составе формульной единицы Na₃PO₄ содержится один ион РO₄^3-.

Молярная масса эквивалента (М _экв) — это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

М _экв = f_экв• М

Количество вещества эквивалента (ν_экв) — это количество вещества, условной структурной единицей которого является эквивалент:

ν_экв = f_экв ν

Закон Авогадро (закон точен только для идеальных газов, в которых не учитываются межмолекулярные взаимодействия):

равные объемы различных газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро

• Один моль любого газа занимает одинаковый объем при одинаковых условиях. Этот объем называется молярным объемом (V_m). При нормальных условиях (0°С = 273К; 1атм = 101,325кПа) он равен 22,4 л/моль.

• Молярная масса любого газа может быть рассчитана по формуле М = ρ ∙22,4, где ρ — плотность газа при нормальных условиях (г/л или г/см³ в системе СИ).

• Отношение плотностей двух газов равно отношению их молярных масс. Это отношение называется относительной плотностью (D) первого газа по второму.

D = ρ ₁/ ρ ₂ = М₁ / М₂.

• Объемы газов, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате этой реакции, измеренные при одинаковых давлении и температуре, соотносятся как коэффициенты в уравнении реакции.

Понятия о растворах

Растворы — это гомогенные (однородные) системы переменного состава, которые содержат два или более компонентов.

Наибольшее значение в медицине имеют жидкие растворы, в которых растворителем является вода. Растворяемое вещество может быть в твердом, жидком или газообразном состоянии.

Процесс растворения является физико-химическим процессом, при котором происходит разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его между молекулами растворителя. Одновременно с этим осуществляется взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества (сольватация).

Растворимость — это способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Определяется природой вещества и растворителя, условиями осуществления процесса растворения: температурой, давлением. Существует правило — подобное растворяется в подобном. Так, полярные вещества растворяются в полярных растворителях (соли, кислоты, щелочи, низшие спирты — в воде), неполярные вещества растворяются в неполярных растворителях (жиры и масла — в углеводородах).

Насыщенный раствор — это раствор, который содержит максимально возможное количество растворяемого вещества при данных температуре и давлении.

Ненасыщенный раствор — это раствор, в котором при данных температуре и давлении возможно растворение дополнительного количества уже содержащегося в нем вещества.

Растворимость (s) характеризует насыщенный раствор и часто выражается как масса вещества, которую можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре.

Существуют различные способы выражения состава раствора.

1). Массовая доля (ω) вещества X в растворе — это отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

т(Х)

ω(Х)“—------ г.                                   (U)

т(р-ра)

Допускается (в том числе в медицине и фармацевтике) выражать массовую долю в долях единицы, в процентах, % (ю-100), в промилле, %о (со • 10'^:/), в миллионных долях (со ■ 10⁶).

Пример 1.3. В 450 г воды растворили 50 г CuS0₄-5H₂0. Вычислите массовую долю кристаллогидрата, безводной соли и ионов меди в растворе.

Решение. Выразив массу раствора через массы растворителя (вода) и растворенного вещества, запишем:

50

co(CuS0₄-5H₂0) = _{45Q + 5Q} - 0,1 = 10%.

Массовую долю безводной соли определим по уравнению

50-160

^          250

ro(CuS0₄) = ₅₍₎- = 6,4%,

а массовую долю ионов меди в растворе как

50-64 2+ч 250

"^<с" ⁾-^Г-^2да-                                                    I

 

2). Молярная концентрация (С_М) вещества X в растворе — отношение количества растворенного вещества, содержащегося в растворе, к объему раствора.

п(Х)

с(Х) = - -----.

ЧР-ра)

Обычно измеряется в моль/л. Вместо обозначения моль/л допускается обозначение «М». Например, 1М НС1 — одномолярный раствор НС1; 0,1М — децимолярный раствор; 0,01 М — сантимолярный раствор.

3). Молярная концентрация эквивалента С_н( 1 //_экв) — это отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему этого раствора.

С(1//экв) ⁼ 7Г^ [моль/л].

Щ-ра

Молярную концентрацию эквивалента в аналитической химии часто называют нормальностью и обозначают как «н», например, 0,2 н H₂S0₄.

Пример 1.4. Вычислите молярную концентрацию и нормальность раствора Н₃Р0₄ с массовой долей кислоты 49% и плотностью 1,33 г/мл. Фактор эквивалентности кислоты принять равным 1/3.

Решение. Приняв объем раствора за 1 л, найдем его массу как произведение объема на плотность:

1000 мл • 1,33 г/мл = 1330 г.

Преобразовав уравнение (1.1) в вид: m(X) = (Х)'т(р-ра), рассчитаем массу фосфорной кислоты в растворе

те(Н₃Р0₄) = 1330 г • 0,49 = 650 г.

Количество вещества кислоты можно определить по формуле

н(Н₃Р0₄) = иг/М= 650/98 = 6,6 моль.

Отсюда молярная концентрация кислоты в 1 л раствора

С(Н₃Р0₄) = n / V = 6,6 моль/л.

Молярная концентрация эквивалента С(1/ЗН₃Р0₄) (или нормальность Н_:)Р0₄) равна 6,6/(1/3) = 19,8 моль-экв/'л.

 

4). Массовая концентрация (с) вещества X в растворе  — это отношение массы растворенного вещества, содержащегося в растворе, к объему раствора.

Титр раствора (Т) вещества X: массовая концентрация, выраженная в г/мл (используется в аналитической химии).

т(Х)

^С(Х) ⁼ ~й --- •

Чр-ра)

Используется для веществ, количество вещества которых определить затруднительно (полимеры, природные субстанции), обычно измеряется в г/л.

 

5). Моляльность раствора (C_m)

 

6). Молярная доля (у) компонента X может быть определена как отношение количества вещества этого компонента к суммарному количеству вещества всех компонентов.

Х(Х) = п(Х)/Ъп,

7). Объемная доля (φ) компонента X — отношение объема этого компонента к суммарному объему раствора.

V (X)

φ (Х) = -------------

V (р-ра)

Применяется для газовых смесей, а также для спиртосодержащих жидкостей.

 

В растворах, состоящих из одного растворенного вещества и растворителя, существует зависимость между плотностью раствора и его составом (при данной температуре) (табл. 1.1).

Рис. 1.2. Ареометры (градуированные в единицах плотности):

а — с термометром; б — без термометра

Это дает возможность определять на практике составы таких растворов с помощью ареометра (рис. 1.2) (денсиметра, спиртометра, сахариметра, лактометра).

 

Таблица 1.1

Плотность водных растворов NaCl при 20°С

со (NaCl), %	р, г/мл	со (NaCl), %	р, г/мл	со (NaCl), %	р, г/мл
0,00	1,000	5,50	1,038	11,00	1,078
0,50	1,003	6,00	1,041	11,50	1,082
1,00	1,005	6,50	1,045	12,00	1,086
1,50	1,009	7,00	1,049	12,50	1,089
2,00	1,013	7,50	1,053	13,00	1,093
2,50	1,017	8,00	1,056	13,50	1,097
3,00	1,020	8,50	1,060	14,00	1,101
3,50	1,024	9,00	1,063	14,50	1,105
4,00	1,027	9,50	1,067	15,00	1,109
4,50	1,031	10,00	1,071	15,50	1,113
5,00	1,034	10,50	1,074	16,00	1,116