Краткие теоретические сведения. Факультет общематематических и естественнонаучных дисциплин

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

Примеры решения задач по дисциплине «Общая и неорганическая химия» для студентов заочной формы обучения: Учеб.-метод. пособие. Часть 1. Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. с.37.

 

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 9 от 10.06.2005 г.

Одобрено редакционно-издательской комиссией факультета общематематических и естественнонаучных дисциплин ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 5 от 14.06.2005 г.

 

 

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

Н.В. Кунина – ст.преподаватель

 

 

Рецензенты: Г.В. Козлова, канд. хим. наук, доцент (ЧГУ)

Т.А. Окунева, доцент (ЧГУ);

 

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

 

 

© ГОУ ВПО Череповецкий государст­-

венный университет, 2005

ВВЕДЕНИЕ

 

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, а 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 или А_r элемента.

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 вытекает два важных следствия:

Следствие 1: при одинаковых физических условиях (то есть Р,Т = const) 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который называют молярным объемом V_M. 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 - 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 понятие 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.

 

Таблица 1