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:
Mr(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 (NA = 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 (fэкв) — 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 fэкв(Н3РО4) = 1/2
Эквивалент фосфорной кислоты — 1/2 молекулы Н3РО4.
Н3РО4 + NaOH → NaH2PО4 + Н2О fэкв(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 fэкв(МnO4-) = 1/5.
Пример 1.2. Определите фактор эквивалентности сульфата алюминия и фосфата натрия в реакции
Al2(SO4)3 + 2Na3PO4 → 2АlРO4 + 3Na2SO4
Al3+ + РО43- → АlРO4
Решение. Так как в составе формульной единицы Al2(SO4)3 содержатся два иона Al3+, fэкв[Al2(SO4)3] = 1/(2•3), или l/6; fэкв(Na3PO4) = 1/(1•3) = 1/3, так как в составе формульной единицы Na3PO4 содержится один ион РO43-.
Молярная масса эквивалента (М экв) — это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:
М экв = fэкв• М
Количество вещества эквивалента (νэкв) — это количество вещества, условной структурной единицей которого является эквивалент:
νэкв = fэкв 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 (Vm). 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 (СМ) 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 Сн( 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 (Cm)
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 |
