K- коэффициент пропорциональности (константа Генри),

Равномерное распределение сольватов (гидратов) в растворителе. Является следствием диффузии и требует затраты энергии.

Основные понятия химии

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Введение

Химия является фундаментальной естественнонаучной дисциплиной. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о строении вещества, физических и химических превращениях неорганических и органических веществ, о свойствах тех­нических материалов и применении химических процессов в современной технике. Знание химии необходимо для ус­пешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин.

Окружающий нас мир материален. Материя существует в виде вещества и поля. Поле – вид материи не имеющий массы покоя.

Вещество – вид материи, обладающий при данных условиях определёнными физическими свойствами. Например, вода при стандартных условиях (25 ⁰С, 1 атм.) бесцветная жидкость со следующими константами: мольная масса 18 г/моль, плотность 1 г/мл (при 4 °С), температуры фазовых переходов: замерзания и кипения соответственно 0 и 100 °С (при р = 1 атм.), теплоемкость жидкой воды 4,18 Дж/г·К и др. константы.

Вещества состоят из атомов или молекул. Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены М.В. Ломоносовым в 1741 году.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Главной характеристикой атома является заряд ядра, равный числу протонов в атоме. В состав ядра, за исключением изотопа водорода ¹Н, входят также нейтральные частицы нейтроны.

Элемент – разновидность атомов имеющих одинаковый заряд ядра.

Изотоп – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Это связано с различным содержанием нейтронов в атоме одного элемента. Изотопы по физическим константам и химическим свойствам отличаются незначительно. Исключение составляют изотопы водорода: протий (Н) – ¹Н, дейтерий (D) – ²Н и тритий (Т) – ³Н. При переходе от протия к дейтерию и тритию атомная масса возрастает соответственно в два и три раза, что приводит к значительному различию физико-химических свойств данных изотопов.

Мо­лекула – это наименьшая частица вещества, обладаю­щая его химическими свойствами.

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, ато­мов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С. Один моль атомов углерода ¹²С содержат 6,02·10²³ (число Авогадро) атомов углерода. Например, один моль Н₂SО₄ содержит 6,02·10²³ молекул Н₂SО₄.

Мольная масса – это масса одного моля вещества.

Например, М(Н₂SО₄) = 98 г/моль.

Количество молей вещества обозначается n(x) и вычисляется по формуле

(1.1)

где – масса вещества ,

– мольная масса вещества

Например, n(Н₂SО₄) = 0,3 моль.

Мольная масса эквивалента вещества – это произведение мольной массы вещества на фактор эквивалентности данного вещества

М[fэкв.(х)х] = М(х) · fэкв.(х),

(1.2)

где М(х) – мольная масса вещества х,

fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х.

Например, М(½Н₂SО₄) = 98 · ½ = 49 г/моль.

Фактор эквивалентности вещества – это число показывающее, какая доля атома или молекулы вещества эквивалентна в кислотно-основной реакции одному иону Н⁺ или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Например: fэкв.(Н₂SО₄) = ½, fэкв.(А1) = ¹∕₃.

Количество моль эквивалентов вещества обозначается n[fэкв.(х)х]. Например, n(½Н₂SО₄) = 0,6 моль эквивалента Н₂SО₄.

1.2 Основные законы химии

Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения энергии – при любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы одного вида энергии в другой в эквивалентных соотношениях.

Законы сохранения массы и энергии были открыты и экспериментально подтверждены М.В. Ломоносовым.

Закон постоянства состава – любые химически индивидуальные соединения имеют один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Закон Авогадро – в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул. В газах расстояния между отдельными молекулами настолько велики, что собственный размер молекул практически не влияет на общий объем газа. На практике широко применяется следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при нормальных условиях (0 ⁰С, 1 атм.) занимает объем 22,4 л (мольный объем).

Закон эквивалентов – числа моль эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в реакции, одинаковы. Для уравнения реакции записанного в общем виде аА + вВ = сС выполняется следующее соотношение:

n[f экв.(А)А] = n[fэкв.(В)В] = n[f экв.(С)С]. (1.3)

На практике широко применяются следствия из закона эквивалентов:

1) Массы реагирующих веществ – прямо пропорциональны моляр­ным массам эквивалентов этих веществ:

(1.4)

2) Объемы реагирующих веществ – обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:

(1.5)

Приведенные выше законы объединяют под общим названием стехиометрические законы. Они позволяют проводить расчеты по формулам веществ и по уравнениям реакций.

2 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

2.1 Простые вещества

Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Например: Н₂, О₂, Fe и т.д. Один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропических модификаций. Например, О₂ – молекулярный кислород, О₃ – озон.

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы, в отличие от неметаллов, обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, ковкостью. По химическим свойствам металлы являются только восстановителями, а неметаллы – как окислителями, так и восстановителями. В соответствии с общими закономерностями изменения свойств элементов в периодической таблице, наиболее активным металлом является франций, а неметаллом – фтор. При движении в периодической таблице от франция к фтору металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.

2.2 Сложные вещества

Сложные вещества состоят из атомов различных элементов.

При соединении двух элементов образуются бинарные соединения. Данные соединения образуется при взаимодействии металла с неметаллом или неметалла с неметаллом. Например: КС1, Н₂О, НС1 и т.д. Из бинарных соединений наиболее распространенными являются оксиды.

К основным классам неорганических соединений относятся также кис­лоты, основания и соли. Например: Н₂СО₃, КОН, К₂СО₃ и т.д.

Оксиды – соединения элементов с кислородом. Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды – не образуют кислоты, основания и соли. Например: NO, CO и др.

Солеобразующие оксиды – при определённых химических реакциях образуют соли. Солеобра­зующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные оксиды – при взаимодействием с водой образуют кислоты.

Например, СО₂+ Н₂О = Н₂СО₃.

Кислот­ные оксиды образуют все неметаллы, а также металлы в степени окисления +3 и выше. Например: СО₂, Р₂О₃, Р₂О₅, SО₃, СrО₃ и др.

Некоторые оксиды являются смешанными оксидами двух кислот. Например, NО₂ является смешанным оксидом азотной и азотистой кислот 2NО₂ + Н₂О = HNО₃ + HNО₂.

Основные оксиды – при взаимодействием с водой образуют основания.

Например, Na₂О + Н₂О = 2NaOH.

К основным оксидам отно­сятся все оксиды, образованные щелочными, щелочноземельными и другими металлами в степенях окисления не выше +3. Например: Na₂О, СаО, BaO, MgO, NiO и др.

Амфотерные оксиды – это оксиды проявляющие как кислотные так и основные свойства. Например:

Сr₂О₃ + 6НС1 = 2СrС1₃ + 3Н₂О,

Сr₂О₃ + 2NaOH= 2NaCrО₂ + Н₂О.

Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO, А1₂О₃, PbO, РbО₂, Fe₂О₃ и др.

В настоящее время за основу номенклатуры неорганических соединений принята номенклатура, разработанная Международным Союзом по теоретиче­ской и прикладной химии (IUPAC).

Названия оксидов образуются от слова «оксид» и названия элемента в ро­дительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в название

оксида включают валентность элемента. Например:

FeO– оксид железа(II), Fe₂ О₃– оксид железа(III).

Формулы соединений можно выражать посредством брутто-формул, которые показывают, какие элементы и в каком соотношении входят в состав соединения, а также графических формул, которые показывают не только состав, но и последовательность соединения атомов в соединении. Например, для оксида алюминия: брутто-формула – А1₂О₃,

графическая формула — О=А1–О–А1=О.

Существуют также смешанные оксиды. Например, Fe₃О₄ стехиометрически состоит из двух оксидов FeО и Fe₂О₃. В данном соединении FeО проявляет основные свойства, а Fe₂О₃– кислотные, поэтому этот оксид можно отнести к классу солей Fe(FeО₂)₂– феррит железа(II). Структурную формулу можно представить следующим образом: О= Fe–О–Fe–О–Fe=О.

Кислоты – соединения диссоциирующие в водном растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Сильные кислоты диссоциируют полностью и необратимо по всем ступеням, а слабые – обратимо и ступенчато. Например: H₂SО₄ →2Н⁺ + SО₄^2–;

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^–(I–ступень), НСО₃^–↔ Н⁺ + СО₃^2– (II–ступень).

Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: название элемента, образовавшего кислоту, а затем слово «водородная». Напри­мер: НС1 – хлороводородная, H₂S– сероводородная и др.

Названия кислородсодержащих кислот, содержащих кислотообразующий элемент в высшей степени окисления, состоят из названия элемента с окон­чанием – ная и добавлением слова «кислота». Если кислотообразующий эле­мент имеет ещё одну (более низкую) степень окисления, то в названии ки­слоты появляется суффикс – истая. Например:

H₂SO₄ – серная кислота, H₂SO₃ – сернистая кислота.

Если оксид образует несколько кислородсодержащих кислот с разным содержанием молекул воды, то к названию кислоты с меньшим её содержанием добавляется приставка мета-, а при наибольшем её содержании приставка орто-. Например:H₂SiО₃ – метакремниевая и H₄SiО₄ – ортокремниевая кислоты.

Основания – соединения диссоциирующие в водном растворе на гидроксид-ионы и катионы металла. Например: Са(OH)₂ → Сa²⁺+ 2ОН^–;

Fe(OH)₂ ↔ FeОН⁺ + ОН^– (I–ступень),FeОН⁺ ↔ Fe²⁺ + ОН^– (II–ступень).

Названия оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в роди­тельном падеже. Например:

NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)₃ – гидроксид железа(III).

Соли – соединения диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка. Например, Аl₂(SО₄)₃ → 2Аl³⁺ + 3SО₄^2-.

Соли образуются в результате реакции нейтрализации. Это реакция взаимодействия кислоты с основанием или их оксидов приводящая к образованию нейтрального соединения (соли). Например:

Н₂SО₄ + 2NаОН = Nа₂SО₄ + 2Н₂О,

Н₂SО₄ + Nа₂О = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + NаОН = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + Nа₂О = Nа₂SО₄.

Если для реакции взяты стехиометрические количества кислоты и основания, то образуются средние соли. Например:

Н₂СО₃ + 2NаОН = Nа₂СО₃ + 2Н₂О, Mg(ОН)₂ + 2HCl = Mg(ОН)₂ + 2Н₂О.

В случае стехиометрического избытка слабой кислоты или слабого основания возможно образование кислых или основных солей. Например:

Н₂СО₃ + NаОН = NаНСО₃ + Н₂О – кислая соль,

NаНСО₃ – гидрокарбонат натрия;

Mg(ОН)₂ + HCl = MgОНCl + Н₂О – основная соль,

MgОНCl– хлорид гидроксомагния.

Название соли включает латинское название кислотного остатка с прибавлением русского названия металла. Для бескислородных кислот к названию кислотного остатка присоединяется окончание – ид. Например, СuС1₂ – хлорид меди(II). В случае солей кислородсодержащих кислот, с кислородсодержащим элементом в высшей степени окисления, к названию кислотного остатка присоединяется окончание – ат. Если кислородсодержащий элемент имеет вторую (более низкую) степень окисления, то к названию кислотного остатка присоединяется окончание – ит. Например:

Nа₂SО₄ – сульфат натрия, Nа₂SО₃ – сульфит натрия.

Для солей кислородсодержащих кислот с кислотообразующим элементом, проявляющим более двух степеней окисления, прибавляются следующие приставки и суффиксы, которые приведены ниже на примере кислородсодержащих солей хлора:

NaСlO, NaСlO₂, NaСlO₃, NaСlO₄.

гипохлорит натрия, хлорит натрия, хлорат натрия, перхлорат натрия.

Оксиды, гидроксиды и соли элементов III-периода.

На примере элементов III-периода составим формулы возможных оксидов и образуемых из них кислот, оснований и солей:

1) Оксиды:

Nа₂О, МgО, Аl₂О₃, SiО, SiО₂, Р₂О₃, Р₂О₅, SО₂,SО₃, Сl₂О, Сl₂О₃, Сl₂О₅, Сl₂О₇;

2) Гидроксиды:

NаОН, Мg(ОН)₂, Аl(ОН)₃, Н₃АlО₃, Н₂SiО₃, Н₃РО₃, Н₃РО₄, Н₂SО₃, Н₂SО₄, НСlО, НСlО₂, НСlО₃, НСlО₄;

3) Соли:

NаСl, МgCl₂, АlCl₃, К₃АlО₃, К₂SiО₃, К₃РО₃, К₃РО₄, К₂SО₃, К₂SО₄,КСlО, КСlО₂, КСlO₃, КСlО₄.

Из приведенных формул видно, что в периодах с увеличением порядкового номера элемента основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются, проходя через амфотерные.

ТЕМА 2 «РАСТВОРЫ»

ЛЕКЦИЯ №3

«ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ»

1 Классификация систем, состоящих из двух и более веществ

Системы, состоящие из двух и более веществ, в зависимости от размеров частиц можно разделить на дисперсные системы, коллоидные растворы и истинные растворы.

В дисперсных системах размеры частиц находится в интервале 10^-3 ÷ 10^-5 см, в коллоидных растворах – 10^-5 ÷ 10^-7 см и в истинных растворах менее 10^-7 см, то есть в истинных растворах вещество раздроблено до отдельных молекул.

Таблица 1 – Классификация дисперсных систем

Дисперсионая среда	Дисперсная фаза
Г	Ж	Т
Г	–	Аэрозоли туман, облака	Аэрозоли дым, пыль
Ж	Пены мыльная пена, пивная пена	Эмульсии молоко, масло сливочное	Взвеси (суспензии) краски, лаки
Т	Твердые пены пенопласт, пемза и т.д.	Твердые эмульсии желеорабразные студни	Твердые суспензии сплавы

Дисперсные системы термодинамически неустойчивы и с течением времени разделяются.

Коллоидные растворы, в отличие от дисперсных систем, характеризующихся такой степенью раздробленности компонентов, при которой броуновское движение препятствует осаждению частиц. Коллоиды находятся в метастабильном состоянии и достаточно небольшого внешнего воздействия, чтобы началась коагуляция и разделение компонентов коллоидного раствора.

Коллоиды по внешнему виду напоминают истинные растворы – они прозрачны. Однако при прохождении светового луча, через прозрачный коллоидный раствор, он становится видимым сбоку на темном фоне. Этот оптический эффект называется конусом Тиндаля (рисунок1).

I — истинный раствор II — коллоидный раствор

Рисунок 1 – Эффект светорассеяния при прохождении луча света через коллоидный раствор

В истинных растворах растворенное веществ и растворитель измельчены до атомного или молекулярного уровня и равномерно распределены по всему объему раствора. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы. В последующем вместо названия истинный раствор будет применяться термин «раствор».

Раствор – это однородная система, состоящая из двух или более компонентов.

Растворы имеют большое практическое значение, в них протекают многие химические реакции, в том числе и жизненно важные, лежащие в основе обмена веществ в живых организмах. В большинстве пищевых технологий применяются растворы. Последующий материал посвящен изучению свойств водных растворов.

2 Способы выражения состава растворов

Приведем наиболее часто употребляемые в химии способы выраже­ния состава раствора:

1) Массовая доля (ω) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора

ω(x) =

Массовая доля выражается в долях от единицы или в процентах (в долях от ста). Процентная концентрация показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 г раствора.

Пример – ω(Н₂SО₄) = 3% или 3% Н₂SО₄, т.е. в 100 г раствора содержится 3 г Н₂SО₄.

2) Мольная доля (N) – отношение количества молей растворенного вещества к общему числу молей раствора.В случае двухкомпонентного раствора формула имеет вид

Мольная доля показывает, сколько молей растворенного вещества приходится на один моль раствора.

Пример – N(Н₂SО₄) = 0,2, т.е. на один моль раствора приходится 0,2 моль Н₂SО₄.

Массовая и мольная доли является безразмерными величинами.

3) Молярная концентрация (С)– отношение количества молей растворенного вещества к объему раствора .

Сокращенное обозначение молярной концентрации – М. На практике молярную концентрацию выражают обычно в моль/л.

Пример – 2М Н₂SО₄ или С(Н₂SО₄) = 2 моль/л.

4) Молярная концентрация эквивалента или нормальная концентрация (н) – отношение количества моль эквивалентов растворенного вещества к объему раствора

Пример – С(1/2 Н₂SО₄) = 0,4 моль экв./л или 0,4 н Н₂SО₄, т.е. в одном литре раствора содержится 0,4 моль эквивалента Н₂SО₄.

5) Моляльная концентрация (Сm) – отношение количества молей растворенного вещества к 1 кг растворителя

.

Пример – С_m(Н₂SО₄) = 0,3 моль/кг, т.е. на 1 кг растворителя приходится 0,3 моль Н₂SО₄.

3 Физико-химические процессы образования растворов

В основе современных представлений образования растворов лежит гидратная теория Д. И. Менделеева. Он считал, что растворение не только физический, но и химический процесс взаимодействия растворенного вещества с растворителем. Об этом свидетельствует выделение или поглощение тепла, изменение объема, окраски и другие явления, протекающие в процессе растворения.

Процесс растворения включающие три основные стадии:

1) Разрушение растворенного вещества до уровня молекул или ионов. Этот процесс требует затраты энергии.

2) Взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. Этот процесс называется сольватацией или гидратацией, если растворителем является вода. Сольватация (гидратация) сопровождаются выделением энергии.

Суммарный тепловой эффект процесса растворения определяется суммой всех тепловых эффектов процессов протекающих при растворении.

4 Растворимость

Это способность вещества растворяться в растворителе. Количественно растворимость характеризуется концентрацией насыщенного раствора. Насыщенным является раствор в котором растворенное вещество находящийся в равновесии с раствором. Растворы с меньшей концентрацией, чем в насыщенном, называются ненасыщенными, с большей – пересыщенными.

Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от внешних условий (давления, температуры и т. д.).

На растворимость также оказывает влияние природа растворителя. Обычно вещества с ионным и высокополярными связями лучше растворяются в полярных растворителях (вода, спирт, жидкий аммиак и др.), а вещества с неполярными или слабополярными связями – в неполярных растворителях (бензол, сероуглерод и др.). Это подтверждает известное правило: «подобное растворяется в подобном».

4.1 Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри

Влияние давления на растворимость газов в жидкостях выражается законом Генри:

С = k · p,
где C- концентрация газа в насыщенном растворе,

Дата добавления: 2013-12-12