Мо­ги­лев, М. Е. 1 страница

ОБЩАЯ ХИМИЯ В КРАТКОМ ИЗЛОЖЕНИИ: ЗНАНИЯ И УМЕНИЯ

Книгоиздательская и книготорговая фирма

[phone] [phone]

УВАЖАЕМЫЕ ЧИТАТЕЛИ!

Мы рады Вам сообщить, что с 1 января 1998 года в Издательстве “ЛАНЬ” начинает работу отдел “Книга — почтой”.

Для того, чтобы воспользоваться этой услугой и приобрести книги нашего издательства, Вам нужно заполнить почтовую карточку и отправить ее по нашему адресу:

193029, Санкт-Петербург, пр. Елизарова, д.1 (“ЛАНЬ”) Денисовой С. В.

Образец заполнения почтовой карточки:

Вы также можете оформить заказ с помощью электронной почты. E-mail:
[email protected]
[email protected]

Издательство “ЛАНЬ”

V Книги нашего издательства V Обмен, в т.ч. междугородний, и закупку книг других издательств и книготорговых организаций V Приглашаем к сотрудничеству авторов и издательства для совместного выпуска книг V Формирование контейнеров в любую точку страны V Ответственное хранение по договорным

ценам V Экспедирование и перевозка книжной продукции Москва — Петербург, Петербург — Москва V Гибкая система скидок

ЖДЕМ ВАС ПО АДРЕСАМ:

РФ, Санкт-Петербург, пр. Елизарова, д. 1 Тел. [phone] Факс [phone]

Филиал в Москве РФ, Москва, ул. Ташкентская, 34 к. 3
Тел. [phone]
E-mail:
[email protected]
[email protected]

По своей глубинной сущности культура есть развернутое во времени самоосуществление человека, его бытия.

Авторами проанализирована важная проблема философии культуры — исследование закономерностей превращения единой сущности культуры во множество конкретных культур, совершающееся в двух плоскостях — социальном пространстве и социальном времени.

Учебное пособие “Философия культуры” написано специалистами ведущих вузов Санкт-Петербурга и рекомендовано студентам, аспирантам и преподавателям гуманитарных специальностей.

Ут­вер­жде­но Ре­дак­ци­он­но-из­да­тель­ским со­ве­том университета в ка­че­ст­ве учеб­но­го по­со­бия

Санкт-Пе­тер­бург
2011

УДК 546

ББК 24.1

М74

Ре­цен­зен­ты:
док­тор хи­ми­че­ских на­ук, про­фес­сор ГОИ А. К. Ях­кинд;

док­тор хи­ми­че­ских на­ук, про­фес­сор СПбГУ В. А. Ла­ты­ше­ва

М74 Общая химия в кратком изложении: знания и умения: учеб.
пособие / М. Е. Могилев— СПб.: СПГУТД, 2011, — 89 с.

ISBN 978-5-7937-0354-3

На основе краткого изложения основ общей химии в пособии приводятся соответствующие этому изложению задачи и упражнения для усвоения знаний и выработки умений с предполагаемым последующим их контролем и самоконтролем.

Пособие предназначено для студентов заочной формы обучения, направление подготовки — бакалавриат.

УДК 546

ББК 24.1

ISBN 978-5-7937-0354-3

© СПГУТД, 2011.

© Мо­ги­лев М. Е., 2011

Вве­де­ние

Окружающий нас естественный (природный) или искусственно созданный мир представляет собой систему множества веществ и их превращений, с которыми человек постоянно сталкивается, являясь при этом одним из элементов этой системы. Вещества и их превращения — это химические вещества и химические реакции.

Вещества — кислород, вода, поваренная соль, углекислый газ, метан, аммиак, спирт, глюкоза и т. д.

Химические реакции происходят всюду: дыхание связано с окислительно-восстановительными реакциями при участии кислорода воздуха; горение метана, т. е. — реакция с кислородом, происходит при сжигании бытового газа, что приводит к образованию углекислого газа и воды с выделением огромного количества тепла; растворение в воде спирта, соли и других веществ — в значительной степени — тоже химические реакции. В человеческом организме непрерывно происходят последовательные и параллельные взаимосвязанные биохимические превращения, обеспечивающие жизнь человека.

Напрашивается вывод о том, что знание химии, хотя бы на уровне представлений и элементарных знаний и умений, необходимо любому интеллигентному человеку, независимо от характера его деятельности: и естественнику, и технику, и экономисту, и гуманитарию, и политику. Особенно это важно в наше время, когда на первое место выдвигаются проблемы экологии, энергопотребления, естественных и искусственных материалов, здоровья человека, государственной внутренней и внешней политики. Как тут не обойтись без понимания того, что такое воздух, вода, газ, нефть, уголь, лес, одежда, еда, лекарства, мусор, загрязнение, очистка и т.д.

Пособие предназначено для усвоения студентами некоторого ряда основных химических знаний в их кратком изложении и приобретения соответствующих умений с их последующим контролем. Предлагаемые задания в виде билетов относятся ко всему курсу общей химии и ее неорганической части.

Пособие предназначено для студентов-нехимиков заочной формы обучения.

Гла­ва 1. Классификация неорганических соединений

Классификация неорганических веществ строится, прежде всего, на отношении простых веществ и их соединений к кислороду и воде.

Отношение к кислороду выражается в существовании оксидов. Оксиды — вещества, состоящие из атомов двух химических элементов, один из которых — кислород.

Примеры молекулярных и структурных формул оксидов

Na₂O CO₂ N₂O₃

Продукты прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой являются либо основаниями, либо кислотами, либо веществами, способными проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот (амфотерные гидрокисиды).

Примеры оснований

NaOH Ca(OH)₂ Fe(OH)₃

Примеры кислот

HCl HNO₃ H₂SO₄

Примеры амфотерных гидроксидов

Zn(OH)₂ Al(OH)₃ Sn(OH)₂

В общем виде основание и кислоту (кислородосодержащую) можно отличить по наиболее часто встречающемуся месту разрыва химической связи в химической реакции.

Пример реакции нейтрализации

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Реакции с участием амфотерного гидроксида

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + 2H₂O

Соль можно представить как продукт сочетания двух остатков: остатка основания и остатка кислоты. В соли Na₂SO₄

остаток основания:

остаток кислоты

их сочетание приводит к написанной выше формуле.

По количеству гидроксильных групп “ОН” в основании различают одно-, двух-, трех- и т. д. кислотные основания:

NaOH — однокислотное основание;

Ca(OH)₂ — двухкислотное основание;

Fe(OH)₃ — трехкислотное основание.

По количеству способных замещаться атомов водорода кислоты подразделяются на одно-, двух-, трех- и т. д. основные кислоты:

HNO₃ — одноосновная кислота;

H₂SO₄ — двухосновная кислота;

H₃PO₄ — трехосновная кислота.

CH₃COOH — одноосновная кислота, так как из 4-х атомов водорода значительно легче других замещается один атом водорода:

В солях могут содержаться не полностью замещенные остатки оснований и кислот. Такие соли, в отличие от средних, называются соответственно основными и кислыми.

Пример

Пусть следует составить всевозможные соли гидроксида магния и угольной кислоты.

Формулы основания и кислоты:

Mg(OH)₂ H₂CO₃

Средняя соль

Остаток основания:

Остаток кислоты:

При соединении этих остатков получим

Основная соль

Остаток основания

Остаток кислоты

Их сочетание

В основной соли содержатся незамещенные группы “ОН”. Однокислотные основания основных солей не образуют.

Кислая соль

Остаток основания

Остаток кислоты

Их сочетание

В кислой соли содержатся незамещенные атомы водорода кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Названия рассмотренных классов соединений
(наиболее употребительные)

Оксиды

Na₂O — оксид натрия (I),

FeO — оксид железа (II),

Fe₂O₃ — оксид железа (III),

CO₂ — оксид углерода (IV).

В скобках указаны валентности химических элементов, соединенных с кислородом.

Не следует пренебрегать и другими, часто тривиальными названиями. Так, последний оксид чаще всего называют “углекислым газом”, или “двуокисью углерода”.

Основания

NaOH — гидроксид натрия (I),

Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II),

Fe(OH)₃ — гидроксид железа (III).

Кислоты

HNO₃ — азотная кислота,

HNO₂ — азотистая кислота,

H₂SO₄ — серная кислота,

H₂SO₃ — сернистая кислота.

С названием кислот несколько сложнее. Их следует выучить, подметив при этом некоторые закономерности.

Еще примеры названий кислот:

HCl — хлороводородная кислота,

HClO — хлорноватистая кислота,

HClO₂ — хлористая кислота,

HClO₃ — хлорноватая кислота,

НClO₄ — хлорная кислота.

Соли

Наиболее принято давать названия с указанием на 1-м месте названия остатка кислоты в именительном падеже.

Соли приведенных выше кислот называются:

нитрат (от HNO₃), нитрит (от HNO₂), сульфат (от H₂SO₄), сульфит (от H₂SO₃), хлорид (от HCl), гипохлорит (от HClO), хлорит (от HClO₂), хлорат (от HClO₃) перхлорат (от НClO₄).

И, наконец, назовем приведенные ранее соли:

Na₂SO₄ — сульфат натрия,

ZnSO₄ — сульфат цинка,

Na₂ZnO₂ — цинкат натрия,

MgCO₃ — карбонат магния,

(MgOH)₂CO₃ — карбонат гидроксомагния,

Mg(HCO₃)₂ — гидрокарбонат магния.

Приставка “гидроксо” указывает на наличие незамещенной гидроксильной группы основания Mg(OH)₂.

Приставка “гидро” говорит о содержании в кислой соли незамещенного ато­­ма водорода кислоты H₂CO₃.

Если в соли окажутся незамещенные две и более ОН-группы или два или бо­­­­­лее атома водорода, то в названии солей появятся приставки: “ди”, “три” и т. д.

Примеры

Al(OH)₂NO₃ — нитрат дигидроксоалюминия,

KH₂PO₄ — дигидрофосфат калия.

Глава 2. Атомно-молекулярная теория

Атомы и молекулы

Мельчайшими химически неделимыми частицами являются атомы. В результате химических реакций разделить атом на его составные части: протоны и нейтроны (это частицы ядра атома), и электроны, — не удается. Атомы, объединяясь друг с другом, очень часто образуют молекулы.

Множество атомов, имеющих одно и то же количество протонов в ядре, называются химическим элементом. Так как каждый протон имеет один положительный заряд (р+), то количество протонов в ядре атома равно заряду ядра атома, который компенсируется в атоме отрицательными зарядами электронов (е^-), располагающихся вокруг ядра. Поэтому можно сказать, что принадлежность атома определенному химическому элементу зависит от заряда ядра атома.

Каждому химическому элементу отвечает определенное только ему принадлежащее место в Периодической системе Д. И. Менделеева. Номер клеточки химического элемента в Периодической таблице численно равен количеству протонов в ядре атома, а также заряду ядра.

Так, все атомы водорода (Н) имеют в своем составе по одному протону; заряд ядра их атомов +1 и в Периодической таблице они занимают место № 1. Два протона имеют атомы гелия (Не) и его место — № 2; три протона имеют атомы лития (Li) и его место — № 3; двадцать протонов — атомы кальция и его место — № 20, и это справедливо для любого химического элемента.

Для одного и того же химического элемента возможно существование разных по массе (массовому числу) атомов, отличающихся друг от друга неодинаковым количеством нейтронов, которые не влияют на заряд ядра, но определяют его массу наряду с протонами, имеющими с нейтроном практически одинаковую массу.

Сумму количества протонов и нейтронов в ядре называют массовым числом, которое с незначительной ошибкой определяет массу атома, так как масса электрона примерно в 1840 раз меньше массы нуклона. Нуклон — это частица ядра: либо протон, либо нейтрон.

Атомы одного и того же химического элемента, отличающиеся друг от друга по массе (массовому числу), называются изотопами.

Пример

Химический элемент хлор имеет 3 изотопа:

_{35 36 37}

Cl Cl Cl

^{17 17 17}

Слева внизу указан порядковый номер в Периодической таблице, слева вверху — массовое число. Стабильными изотопами среди них являются первый и третий.

Состав этих изотопов:

₃₅

Cl: 17 протонов; 18 нейтронов; 17 электронов;

¹⁷

₃₆

Cl: 17 протонов; 19 нейтронов; 17 электронов;

¹⁷

₃₇

Cl: 17 протонов; 20 нейтронов; 17 электронов.

¹⁷

Массы атомов и молекул. Атомная масса

Массы атомов измеряются в единицах, называемых атомными единицами массы (а.е.м.), или углеродными единицами (у.е.). Атомная единица массы – это 1/12 часть массы изотопа углерода с массовым числом 12.

Понятия “атомная масса” и “масса атома” — похожие понятия, но не тождественные. Масса атома — это масса конкретного изотопа, а атомная масса — усредненное понятие, учитывающее, в частности, распространенность различных атомов — изотопов в природе.

Так, в природе существуют два изотопа хлора: ³⁵Cl и ³⁷Cl. Однако атомная масса хлора не 35 и не 37, а 35,5 а.е.м., так как содержание изотопов хлора в природе: ³⁵Cl — 75,4 % и ³⁷Cl — 24,6 %. Средняя величина 35,5 а.е.м.(А).

А = 35 · 0,754 + 37 · 0,246 = 35,49 а.е.м.

Принято атомные массы химических элементов указывать в клеточках Периодической таблицы Д. И. Менделеева наряду с символом химического элемента, его номером и названием.

Количество вещества

Массы атомов на атомно-молекулярном уровне (микроуровне) обычно измеряются в а.е.м. и в относительно небольшом числе атомов и молекул.

Для выражения количества вещества на макроуровне используется единица измерения, называемая моль, — а массу моля называют молярной (мольной) массой, которую выражают в граммах. Единица количества вещества моль признается Международной системой СИ.

Понятие моль можно определить следующим образом. Это такое количества вещества, которое содержит 6,02·10²³ частиц. В принципе — любых частиц: молекул, атомов, ионов, радикалов или др. Число 6,02·10²³ называется числом Авогадро. Так как молярная масса – масса одного моля, выраженная в граммах, то размерность молярной массы [г/моль].

Размерность атомной и молекулярной массы:

[а.е.м./атом] и [а.е.м./молекула].

Масса 1а.е.м., выраженная в граммах, равна

В атомных единицах массы выражаются как массы атомов, так и молекул. Тогда на этом уровне масса молекулы называется молекулярной массой (μ).

Численно атомные и молекулярные массы, выраженные в а.е.м.,равны молярным массам, выраженным в г/моль.

Примеры

N₂: μ = 28 а.е.м.; М = 28 г/моль,

H₂O: μ = 18 а.е.м.; М = 18 г/моль,

H₂SO₄: μ = 2+ 32 + 64 = 98 а. е. м.; М = 98 г/моль,

где μ — молекулярная масса (сумма атомных масс химических элементов);

М — молярная масса.

Чтобы понять огромное смысловое различие между атомно-молекулярным и молярным количеством вещества приведем такие примеры.

Примеры

Вычислить массу одной молекулы углекислого газа, а также одной молекулы кислорода и одной молекулы воды — в граммах.

Газовые законы

Можно сказать, что из трех агрегатных состояний – твердого, жидкого и газообразного – наиболее легко поддается изучению газообразное состояние, которое предполагает практическое отсутствие взаимодействия между молекулами газа. При описании свойств газов используют газовые законы идеального газа: закон Авогадро, закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, уравнение Менделеева-Клапейрона, закон Дальтона о давлении смеси газов. Газы, находящиеся при обычных условиях, не так сильно отличаются от идеальных газов, поэтому к ним могут быть применимы указанные выше законы.

Закон Авогадро

Для выполнения многих заданий, представленных ниже, необходимо понимание смысла закона Авогадро и его следствий.

Так как, согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов при одинаковых условиях(одинаковой температуре и одинаковом давлении) содержится одно и тоже количество молекул, то молярные объемы — объемы одного моля любых газов — одинаковы при одинаковых условиях и, в частности, при нормальных условиях молярный объем всякого газа равен 22,4 л.

Нормальные условия – температура 0^оC (273К) и давление 1,013·10⁵ Па (101,3 кПа; или 1 атм; или 760 мм рт. ст.)

Закон Авогадро требует конкретизации состава молекул. Так, молекулы многих простых веществ двухатомны: H₂; O₂; F₂; C_l2…Молекулы инертных газов одноатомны: He; Ne; Ar…Молекула озона трехатомна: O₃; молекулы серы — восьмиатомны: S₈, а при повышении температуры газообразной серы ее атомность уменьшается: S₆; S₄; S₂; S и т. д.

В одном моле вещества независимо от агрегатного состояния содержится число Авогадро молекул (6,02·10²³).

Плотность одного газа по другому равна отношению их молекулярных (молярных) масс.

D_½ — плотность первого газа по второму,

D_½ = μ₁/ μ ₂ или D_½ = M₁/M₂.

Например, плотность по водороду или по воздуху можно выразить следующим образом:

2 а.е.м. – молекулярная масса водорода.

29 а.е.м. – средняя молекулярная масса воздуха.

Зная плотность данного газа по водороду, воздуху или по другому газу, можно вычислить искомые молекулярные (молярные) массы веществ — μ или М.

В химических реакциях газы взаимодействуют друг с другом так, что их объемы, а также объемы получающихся газов относятся друг к другу как небольшие целые числа при одинаковых условиях. Эти числа — это коэффициенты перед формулами веществ в уравнении химической реакции.

Примеры

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ N₂ + O₂ = 2NO

Отношения объемов газов в этих двух реакциях соответственно равны:

Данное следствие называется законом объемных отношений Гей-Люссака.

Закон Дальтона о том, что давление смеси газов является суммой парциальных (“частичных”) давлений газов, входящих в смесь, также можно считать следствием из закона Авогадро, если представить себе, что давление газа при постоянной температуре пропорционально числу молекул в определенном объеме (т. е. концентрации газов). В связи с этим можно сказать, что давление определяется числом ударов молекул в единицу времени о единицу поверхности.

Уравнение Менделеева—Клапейрона

Уравнение Менделеева—Клапейрона является объединением законов Бойля—Мариотта и Гей-Люссака(закона термического расширения газов) и Шарля.

pV = nRT;

где p – давление газа;

V — объем газа;

n — число молей газа;

T — абсолютная температура газа;

m — масса газа;

M — молярная масса газа;

R — универсальная газовая постоянная.

При применении данного уравнения важно правильно и согласованно использовать единицы измерения всех параметров и, в частности, универсальной газовой постоянной (R), которая может иметь разные численные значения в зависимости от применения разных единиц измерения.

Так, в системе СИ:

R = 8,31 Па · м³/(моль · К) = 8,31 Дж/(моль · К).

Другие примеры значений R:

R = 8,31 кПа · л/(моль · К); R = 0,082 атм·л/(моль · К);

R = 62,4 мм рт.ст. · л/(моль · К).

Пример

Вычислить молекулярную массу газа, если известно, что 0,644 г газа занимают объем 500 мл при t = 30 ^° C и давлении в 2 атм.

Решение

Приведем 3 варианта решений.

R = 8,31 Дж/(моль·К).

Тогда

m = 0,644 г; T = 30 + 273 = 303 К,

p = 2 · 1,013 · 10⁵ = 2,026 · 10⁵ Па,

V = 0,5 · 10^-3 м³

M = 0,644 · 8,31 · 303/(2,026 · 10⁵ · 0,5 · 10^-3) = 16,0 г/моль,

R = 0,082 атм·л /(моль·К).

Тогда

M= 0,644 · 0,082 · 303 /(2 · 0,5) = 16,0 г/моль,

R = 62,4 мм.рт.ст.·л/(моль·К),

M = 0,644 · 62,4 · 303 /(2 · 760 · 0,5) = 16,0 г/моль.

Расчет процентного состава и вывод химических формул веществ

Рассмотрим эти расчеты на примерах.

1. Рассчитаем процентный состав химических элементов по массе в карбонате натрия Na₂CO₃.

Молекулярная масса вещества является суммой атомных масс химических элементов.

µ = 2 · 23 + 12 + 3 · 16 = 106 а. е. м.

М = 106 г/моль.

Вполне понятно, что процентное содержание каждого элемента оказывается равным

2. Выведем химическую формулу вещества, имеющего в своем составе 40,0 % углерода, 6,67 % водорода и 53,3 % кислорода по массе. Известно, что плотность паров этого вещества по воздуху 2,07.

Решим задачу двумя способами.

1. Пусть мы имеем 100 г вещества. Узнаем количество молей атомов каждого из элементов, входящих в вещество, что численно равняется числу атомов этих элементов в молекуле.

Получим соотношения:

Дата добавления: 2014-11-25