Химики_веч _осн.законы, стехиометрия дл
реклама
И. В. Рыбальченко ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ для студентов 1 курса очно-заочного обучения по специальности 020201 – Фундаментальная и прикладная химия Ростов-на-Дону 2012 МОДУЛЬ 1. ВВЕДЕНИЕ В ПРЕДМЕТ Место химии в естествознании. Химия как наука Окружающий нас мир существует независимо от нашего сознания и представляет собой различные виды движущейся материи. Материя находится в состоянии вечного движения (изменения, преобразования, развития); мерой этого движения является энергия. Известны две формы существования материи: вещество и поле. Поле это материальная среда, в которой происходит взаимодействие частиц. Современная наука рассматривает поле как поток квантов, не обладающих массой покоя. Разнообразные конкретные формы движущейся материи составляют предмет исследования различных областей естествознания и нужно ясно представлять себе место химии среди них. «Естествознание» - означает знание о природе. Первоначально, изучением природы занималась натурфилософия (от латинского: nature – «природа», греческих phileo –«люблю» и sophia – «мудрость»). В процессе познания природы постепенно формировались как самостоятельные естественные науки различные направления: математика, физика, химия, биология, геология, астрономия и т.д. В конце концов, каждая научная дисциплина сформировала собственные методы познания реальной действительности – теорию, математический аппарат, методику эксперимента, способы измерения и т.д. Различие между естественными науками состоит, главным образом, в уровне (масштабе) изучаемых явлений. В окружающем нас мире условно можно выделить 4 уровня: Уровень Масштаб (м) Наука Астрономический 109 - 1025 Астрофизика Макроскопический 10-6 - 109 Физика, биология Микроскопический 10-11 – 10-6 Химия фундаментальный 10-30 – 10-15 Физика элементарных частиц Объектом изучения физики, химии и в значительной степени биологии, является вещество, которое все перечисленные науки изучают в процессе изменения свойств, но эти изменения носят различный характер для каждой из 2 областей естествознания. Трудно провести резкую границу между химией и физикой, также как и между другими смежными дисциплинами. По мере раскрытия новых свойств материи на стыках наук возникли и будут еще возникать новые разделы: химическая физика и физическая химия, молекулярная биохимия, биофизическая химия, физическая биохимия, бионеорганическая химия и т.п. Х и м и я - наука о веществах, их строении и свойствах, их взаимных превращениях друг в друга. Химия изучает движение атомов, молекул, ионов. Любое химическое превращение связано с взаимодействием атомов, молекул, ионов, приводящим к образованию новых молекул или ассоциатов и агрегатов. Таким образом, химия изучает особую, химическую форму движения материи, характерной особенностью которой является качественное превращение вещества. Химические реакции протекают не только в окружающем нас мире, но и в наших клетках, сосудах человеческого организма. Поэтому без глубокого понимания химических законов невозможно объяснить явления, которые изучают биологи, физики, ботаники, зоологи, археологи и т.д. Не может быть прогресса в любой современной области знаний без активного участия химии. И в тесной взаимосвязи с другими науками химия продолжает развиваться сама. Химизация промышленного производства Во второй половине 20 века достижения химии и химической технологии привели к так называемой «химизации промышленного производства», которое включает в себя целый ряд важнейших направлений: - широкое использование химических процессов во всех отраслях техники; - использование синтетических материалов в промышленности и строительстве вместо цветных металлов, сплавов и природных материалов; - использование синтетических материалов в производстве товаров широкого потребления; - замена синтетическими продуктами пищевого сырья; - развитие производства минеральных удобрений; химических средств защиты растений; кормовых добавок; - развитие химического производства для нужд здравоохранения. Структура отраслей экономики в нашей стране и примерный уровень их химизации показаны на рис.1. Однако всеобъемлющая химизация имеет и «оборотную сторону медали». Химическая промышленность нарушила сложившееся в течение миллионов лет равновесие природных процессов на Земле, что, в конечном итоге, стало отражаться на здоровье самого человека. Химическое производство способствует загрязнению атмосферы, почвы, воды, что приводит к появлению совершенно новых, ранее неизвестных болезней. Поэтому, необходимо разрабатывать и внедрять cовременные методы безотходного производства, комплексное использование природных ресурсов; выпуск продукции, безопасной для человека и окружающей среды. Строительство электроника металлургия 3 1.стекло 2. цемент 3. лаки, краски 4. эффективные материалы с заданными свойствами 1.легирование материалов 2. эпитаксия материалов 3. материалы для кабелей, корпусов электроприборов энергетика 1. кокс 2. прямое восстановление материалов синтез-газом или твердым восстановителем медицина 1. электролиз воды 2. плазмолиз воды 3. газификация топлива 4. использование энергии Солнца 1. лекарственные препараты 2. антисептики 3. вата, бинты, нитки Авиация ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ХИМИЧЕСКИХ ПРЦЕССОВ 1.топливо 2.конструкционные материалы пищевая промышленность 1.сиропы, эссенции, концентраты 2.виноделие и прохладительные напитки 3. Шоколад, конфеты атомная энергетика автотранспорт 1. теплоносители 2. переработка ядерного топлива 3.радиационные необлученные материалы 1.топливо 2.материалы 3. масла и смазки 4. автомобильные камеры и покрышки сельское хозяйство 1.минеральные удобрения 2.фунгийиды 3. инсектициды 4.кормовой синтетический белок легкая промышленность 1.синтетический каучук 2. синтетические волокна 3.парфюмерия 4.красители 5.бумага Проектное задание. Дать определение химии как науки; перечислить объекты изучения химии. Тест рубежного контроля № 1. Тест содержит 3 задания, на выполнение которых отводится 2 минуты. Выберите наиболее правильный, по Вашему мнению, вариант ответа и отметьте его в бланке ответов любым значком (правильных ответов может быть несколько!) 4 1. Предмет изучения химии а) вещества б) процессы на атомномолекулярном уровне г) звездные скопления, планеты в) атомные ядра 2. Какие из перечисленных явлений изучает химия а) солнечное затмение в) фотосинтез б) радиоактивный распад г) извержение вулкана 3. Негативные стороны всеобщей химизации производства и быта а) создание материалов бытовой химии в) разработка производства продуктов питания б) разработка новых сплавов г) загрязнение атмосферы Модуль 2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Комплексная цель: познакомиться с формулировками основных понятий и законов химии; научиться составлять уравнения химических реакций; применять стехиометрические законы для решения задач. Содержание 2.1 Атомно-молекулярное учение Создание атомно-молекулярного учения относится к концу XVIII – началу XIX веков, когда в химию были введены количественные методы исследования и установлены законы химического взаимодействия (стехиометрические законы *), что позволило английскому ученому Дальтону сформулировать некоторые положения атомного учения (1803 г.). Огромный вклад в создание этого учения внес русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов. Еще древнегреческие философы пытались ответить на вопросы: из чего состоят вещества; почему вещества бывают разными; почему одни вещества могут превращаться в другие? В широком смысле веществом называют любой вид материи, обладающей массой покоя. В химии понятие вещества более узкое: вещество это любая 5 устойчивая совокупность элементарных частиц, атомов ионов, молекул, обладающих определенными свойствами. * - Стехиометрия – раздел химии, который изучает количественные (массовые и объемные) соотношения между реагирующими веществами. Стехиометрические законы мы будем рассматривать с точки зрения атомно-молекулярного учения, а не в историческом плане их появления. Все окружающие нас тела состоят из различных веществ. Каждому веществу присущи определенные физические и химические свойства. К физическим свойствам относят: плотность, температуры плавления и кипения, растворимость, вкус, цвет, запах, агрегатное состояние и др. Любое вещество может переходить из одного агрегатного состояния в другое при изменении условий (например, температуры). Так, вода при обычных условиях является жидкостью, но при температуре 100ºС (температура кипения воды) превращается в пар (газообразное состояние), а при температуре 0ºС (температура замерзания воды) превращается в лед (твердое состояние). Процессы изменения формы (структуры) или агрегатного состояния веществ, в результате которых новые вещества не образуются, называются физическими явлениями. При физических явлениях молекулы остаются неизменными. Химические свойства веществ проявляются в превращениях веществ. Поэтому химическими явлениями называются такие явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества. Так, процессы ржавления стали, горения дров в печи, гниение листьев деревьев сопровождаются образованием новых веществ. К основным положениям атомно-молекулярного учения можно отнести: - вещества состоят из молекул; молекулы разных веществ отличаются между собой составом, строением, размерами, массой; - молекулы находятся в непрерывном движении; между ними существует взаимное притяжение и отталкивание; скорость движения молекул зависит от агрегатного состояния веществ и от температуры; - при физических явлениях состав молекул остается неизменным, при химических явлениях происходят качественные и количественные изменения, в результате чего из одних молекул образуются другие; 6 - молекулы состоят из атомов; атомы характеризуются определенными размерами и массой; разным элементам соответствуют разные атомы. Понятие «химический элемент» характеризует элементарность веществ на уровне атомов. Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Свойства химических элементов определяются строением его атомов. В настоящее время существует в природе и получено синтетическим путем более 110 химических элементов, из них в природе встречается только 92. Греческое слово «атом» означает «неделимый», что справедливо только при химических превращениях. Сейчас атомом называется электро-нейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Молекулой мы будем называть электронейтральную частицу, состоящую из атомов. Молекулы способны к самостоятельному существованию; они могут состоять из одинаковых или различных атомов, соединенных в одно целое с помощью химических связей. Однако не каждое вещество состоит из молекул. Скорее даже, большинство веществ имеют немолекулярное строение. Например, хлорид натрия (обыкновенная поваренная соль) состоит из положительно и отрицательно зараженных ионов, алмаз состоит из атомов углерода, металлы также не являются молекулярными веществами. Если вещество образовано одинаковыми атомами, то его относят к простым веществам (например: водород Н2, кислород О2, озон О3, сера S, железо Fe). Сложные вещества состоят из атомов различных химических элементов: вода – Н2О, азотная кислота – НNO3, глюкоза – С6Н12О6 и т.д. Очень часто бывает так, что атомы одного химического элемента образуют несколько простых веществ. Такое явление называется аллотропией, оно обусловлено несколькими причинами: 1) в состав молекул входит различное число атомов одного химического элемента (кислород – O2 и озон O3); 2) из атомов одного химического элемента образуются кристаллы различного строения – частный случай полиморфизма (графит и алмаз; сера ромбическая и моноклинная и т.д.). Известно более 400 аллотропных модификаций простых веществ. 7 Каждый химический элемент обозначают соответствующим символом, например, символ Cu обозначает атомы меди, символ Н – атомы водорода, символ Cl – атомы хлора и т.д. Состав вещества условно обозначают химическими формулами, где соответствующие символы обозначают атомы химических элементов, входящие в состав вещества, а цифровые индексы справа внизу от символа - число атомов данного химического элемента. Например, молекула серной кислоты состоит из двух атомов водорода, одного атома серы (индекс «1» не пишется) и четырех атомов кислорода: H2SO4. Химические формулы, которые указывают истинное число атомов в молекуле, называются молекулярными формулами. Если химическая формула указывает только соотношение атомов в атомных или ионных (в полимерных) структурах, то ее называют эмпирической или простейшей формулой. Например, состав ионного вещества – хлорида натрия – отображается простейшей формулой NaCl. Часто мы будем использовать графические формулы, в которых отражается последовательность взаимного расположения атомов в молекуле. Каждая химическая связь в таких формулах обозначается черточкой. Однако графические формулы не всегда дают представление о геометрии молекул. Например, графические формулы воды, пероксида водорода, серной кислоты изображают так: O / H H—O O \ // S / \\ H—O O H \ H / O—O / H 2.2 Относительные атомные и молекулярные массы. Количество вещества. Моль. Еще одна важная характеристика атома, кроме заряда ядра, это масса атома. Истинная масса атома называется абсолютной атомной массой ma. Например, масса атома углерода равна 1,99∙10–26 кг, а масса атома водорода еще меньше: ma (C) = 1,993∙10–26 кг; ma (H) = 1.67∙10–27 кг. 8 Понятно, что выражать массы атомов в килограммах или граммах неудобно из-за очень малых значений. Атомная масса – число, которое показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше массы какого-то стандартного атома (или его части), принятой за единицу*. В качестве стандартного атома для определения атомных масс с 1961 г. принят изотоп углерода-12 (12С). За единицу атомной массы принята масса 1/12 части изотопа углерода-12. Она называется атомной единицей массы (а.е.м.), иногда – углеродной единицей (у.е.), и равна 1 а.е.м. = 1,667∙10–27 кг. Относительную атомную массу (Аr) любого химического элемента можно вычислить, разделив абсолютную массу этого элемента на 1 а.е.м., согласно формуле Аr(Х) = ma (Х)/ 1 а.е.м., например: Аr(С) = ma (С)/ 1 а.е.м. = 1,993∙10–26 кг /1,667∙10–27 кг ≈ 12; Аr(О) = ma (О)/ 1 а.е.м. = 2,667∙10–26 кг /1,667∙10–27 кг ≈16; Аr(Н) = ma (H)/ 1 а.е.м. = 1.67∙10–27 кг / 1,667∙10–27 кг ≈ 1. * Масса и вес – это разные понятия. Вес любого предмета уменьшается по мере удаления от поверхности Земли, а масса его остается неизменной. Удаленные в космос тела вообще не имеют веса («состояние невесомости»), но имеют ту же массу, что и на Земле. В старых учебниках используется термин «атомный вес». Для молекул: относительной молекулярной массой называется масса молекулы, выраженная в а.е.м. Относительная молекулярная масса какого-либо вещества равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав этой молекулы. Например, Аr(О) равна 16, Аr(Н) равна 1, следовательно, относительная молекулярная масса Мr молекулы воды будет равна Мr (Н2О) = 2∙ Аr(Н) + Аr(О) = 2∙1 + 16 = 18 а.е.м. На практике мы не встречаемся с отдельными атомами или молекулами, поэтому в химии часто используют понятие – количество вещества, которое подразумевает число структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.частиц), образующих данное вещество. Обозначают количество вещества латинской буквой n или греческой буквой ν. 9 За единицу количества вещества принят 1 моль (от латинского moles – масса) – такое количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов …), сколько содержится атомов в 12 граммах чистого изотопа углерода-12, а именно 6,02∙1023. Число атомов в 12 граммах (0,012 кг) углерода равно 0,012 (кг/моль) /1,993∙10–26 (кг) = 6,02∙1023 моль–1. Это число называется числом Авогадро (или постоянной Авогадро) и обозначают символом NА. Таким образом, один моль любого вещества содержит 6,02∙1023 молекул, атомов или других структурных единиц, например: 1 моль алюминия Al содержит 6,02∙1023 атомов алюминия; 1 моль хлора Сl2 cодержит 6,02∙1023 молекул Сl2, но атомов Сl здесь будет в два раза больше, т.к. молекула хлора является двухатомной; 1 моль воды Н2О содержит 6,02∙1023 молекул Н2О. Массу 1 моль данного вещества называют молярной массой, обозначают символом М и выражают в кг/моль или г/моль. Молярная масса – это величина, равная отношению массы вещества к количеству этого вещества М = m/ν; численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества Мr или с относительной атомной массой Аr (если вещество состоит из атомов): Натрий Na Аr = 23 М = 23 г/моль Хлор Cl2 Мr = 71 М = 71 г/моль Хлорид натрия NaCl Мr = 58,5 М = 58,5 г/моль Следовательно, в 23 г натрия содержится 6,02∙1023 атомов натрия, в 18 г воды Н2О содержится 6,02∙1023 молекул Н2О. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ Задача 1. Сколько атомов содержится в 2 молях серы? Решение. Число частиц, содержащихся в определенном количестве вещества можно определить по формуле: N = NA ∙ ν N(S) = 6,02∙1023 моль–1 ∙ 2 моль = 12,04 ∙1023 Ответ: в 2 молях серы содержится 12,04 ∙1023 атомов серы. Задача 2. Сколько молекул содержится в 50,8 г иода? Решение. Число частиц, в данном случае – молекул, содержащихся в определенном количестве вещества можно определить по формуле: N = NA ∙ ν. 10 Чтобы воспользоваться этой формулой, необходимо знать количество вещества. Число молей вещества определяем из формулы, которая связывает массу, молярную массу и количество вещества: М = m / ν. Отсюда следует, что ν = m / М. Молярная масса иода I2 равна 254 г/моль, следовательно ν (I2) = 50,8 г : 254 г/моль = 0,2 моль. Теперь можно определить число молекул, используя значение постоянной Авогадро: N = 6,02∙1023 моль–1 ∙ 0,2 моль = 1,2 ∙ 1023. Ответ: в 50,8 г иода содержится 1,2 ∙ 1023 молекул. Задача 3. Какова масса 0,25 моль серной кислоты? Решение. Используем формулу, которая связывает массу, молярную массу и количество вещества: М = m / ν. Из этой формулы следует, что масса вещества равна произведению молярной массы этого вещества на число молей этого вещества: m = M∙ ν Молярная масса серной кислоты составляет: М(H2SO4) = 2∙М(Н) + М(S) + 4∙M(O) = (2∙1 + 32 + 4∙16) г/моль = 98 г/моль. Определяем массу серной кислоты: m (H2SO4) = 98 г/моль ∙ 0,25 моль = 24,5 г. Ответ: масса 0,25 моль серной кислоты составляет 24,5 г. Задача 4. Определить число молей и число молекул в 11 г углекислого газа. Решение. Число молей вещества определяем из формулы, которая связывает массу, молярную массу и количество вещества: М = m / ν. Отсюда следует, что ν = m / М. Молярная масса углекислого газа составляет: М(СО2) = М(С) + 2∙М(О) = (12 + 2∙16) г/моль = 44 г/моль. Количество вещества углекислого газа составляет: ν(СО2) = 11 г / 44 г/моль = 0,25 моль. Число молекул, содержащихся в определенном количестве вещества, определим по формуле: N = NA ∙ ν N(СО2) = 6,02∙1023 моль–1 ∙ 0,25 моль = 1,5 ∙1023. Ответ: в 11 граммах углекислого газа содержится 1,5 ∙1023 молекул и это составляет 0,25 моль. 11 2.3 Закон сохранения массы веществ и энергии К числу основополагающих законов химии относится закон сохранения массы веществ, который был сформулирован в виде общей концепции сохранения материи и движения великим русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748 году и подтвержден экспериментально им самим в 1756 году и независимо от него – французским химиком А.-Л.Лавуазье в 1773 г. Современная формулировка закона: • масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. То есть, при химических реакциях количество атомов до и после реакции остается одинаковым, например: Однако практически все H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2 Н2О. реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Взаимодействие кислоты и щелочи всегда идет с выделением энергии в окружающую среду (экзотермическая реакция), поэтому приведенное уравнение не полностью отражает процесс. Правильнее будет записать эту реакцию следующим образом H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2 Н2О + Q, где Q равно 113,7 кДж. Нет ли здесь противоречия с законом сохранения массы веществ? Гораздо позднее, в 1905 г. А.Эйнштейн установил количественную взаимосвязь между массой m и энергией системы Е: Е = m ∙ c2, где с – это скорость света в вакууме (около 300000 км/с или 3∙1010 см/с). Используя уравнение Эйнштейна, определим изменение массы (в граммах) для нашей реакции Δm = Δ Е/с2 = (113,7 ∙1010 г∙см2/г)/ (3∙1010 см/с)2 = 1,26 ∙10–9 г. В настоящее время невозможно регистрировать такие ничтожно малые изменения массы. Поэтому, закон сохранения массы веществ практически справедлив для химических реакций, но теоретически не является строгим – его нельзя применять к процессам, которые сопровождаются выделением очень большого количества энергии, например, к термоядерным реакциям. Итак, закон сохранения массы и закон сохранения энергии не существуют отдельно друг от друга. В природе проявляется один закон – закон сохранения массы и энергии. Как и другие законы природы, закон сохранения массы веществ 12 имеет большое практическое значение. Так, используя его можно устанавливать количественные соотношения между веществами, претерпевающими химические превращения. В уравнении химической реакции каждая формула изображает один моль соответствующего вещества. Поэтому, зная молярные массы веществ, участвующих в реакции, можно по уравнению реакции найти соотношение между массами веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате. Если в реакции участвуют вещества в газообразном состоянии, то уравнение реакции позволяет найти их объемные отношения. Итак, расчеты по химическим уравнениям, т.е. стехиометрические расчеты, основаны на законе сохранения массы веществ. Однако, в реальных условиях из-за неполного протекания процессов или различных потерь, масса получившихся продуктов часто бывает меньше той массы, которая должна быть согласно закону сохранения массы веществ. Выход продукта реакции (или массовая доля выхода) – это выраженное в процентах отношение массы реально полученного продукта к его массе, которая должна получиться в соответствии с теоретическим расчетом: η = m (X) / mтеор.(X), где η - выход продукта, %; m (X) – масса продукта Х, полученного в реальном процессе; mтеор.(X) – теоретически рассчитанная масса вещества Х. В тех задачах, где выход продукта не указан, предполагается, что он количественный, т.е. η = 100 %. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ (расчеты по химическим уравнениям) Задача 1. Железо можно получить, восстанавливая оксид железа (III) алюминием. Определить, сколько алюминия потребуется для получения 140 г железа? Решение 1. Запишем уравнение реакции: Fe2O3 + 2Al = 2 Fe +Al2O3 Определим количество вещества железа, которое требуется получить: ν (Fe) = m (Fe)/ М(Fe) = 140 г/ 56 г/моль = 2,5 моль. Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия, т.е. 13 ν (Al)/ ν (Fe) = 2/2, следовательно ν (Al) = ν (Fe) = 2,5 моль. Теперь можно определить массу алюминия: m (Al) = M(Al)∙ ν(Al) = 27 г/моль ∙ 2,5 моль = 67,5 г. Ответ: для получения 140 г железа потребуется 67,5 г алюминия. Решение 2. Такие задачи можно решать методом составления пропорций. Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия. Запишем: Для получения (2∙ 56) г = 112 г Fe требуется (2∙ 27) г = 54 г Al » » » » 140 г Fe » » » » m (Al) Cоставим пропорцию: 112 : 54 = 140: m(Al), отсюда следует m(Al) = 140 ∙ 54 /112 = 67,5 г Задача 2. Какой объем водорода выделится (условия нормальные), если в избытке соляной кислоты растворить 10,8 г алюминия? Решение. Запишем уравнение реакции: 6HCl + 2Al = 2AlCl3 + 3H2↑ Определим количество вещества алюминия, вступившего в реакцию ν (Al) = m (Al)/ М(Al) = 10,8 г /27 г/моль = 0,4 моль. Из уравнения реакции следует, что при растворении 2 моль алюминия получается 3 моль водорода Н2, т.е. ν (Al)/ ν (Н2) = 2/3, следовательно, ν (Н2) = 3 ν (Al)/2 = 3 ∙0,4 моль/2 = 0,6 моль. Рассчитаем объем водорода: V(H2) = VM ∙ ν (Н2) = 22.4 л/моль ∙ 0,6 моль = 13,44 л. Ответ: при растворении 10,8 г Al в соляной кислоте получится 13,44 л водорода. Задача 3. Какой объем оксида серы (IV) необходимо окислить кислородом, чтобы получить 20 г оксида серы (VI)? Условия нормальные, выход продукта 80 %. Решение. Запишем уравнение реакции: 2SO2 + O2 = 2SO3 Определим массу оксида серы (VI), который получается при количественном выходе продукта (т.е. теоретически), используя формулу η = m (X) / mтеор.(X), где η равно 0,8 (или 80 %) по условию задачи. Отсюда следует: mтеор(SO3) = m (SO3) / η(SO3) = 20/0,8 = 25 г. 14 Какое количество вещества оксида серы (VI) составляют 25 г, определим по формуле ν (SO3) = m (SO3)/ М(SO3) = 25 г/(32 +3∙16) г/моль = 25/80 = 0,3125 моль. Из уравнения реакции следует, что ν (SO2)/ ν (SO3) = 2/2, следовательно ν (SO2) = ν (SO3) = 0,3125 моль. Осталось определить объем оксида серы (IV) при нормальных условиях: Vо(SO2) = VM ∙ ν (SO2) = 22.4 л/моль ∙0,3125 моль = 7 л. Ответ: для получения 20 г оксида серы (VI) потребуется 7 л оксида серы (IV). Задача 4. К раствору, содержащему 25,5 г нитрата серебра, добавили раствор, содержащий 7,8 г сульфида натрия. Какова масса образующегося осадка? Решение. Запишем уравнение протекающей реакции: 2AgNO3 + Na2S = Ag2S↓ + 2NaNO3. Так как, количество вещества и масса продукта рассчитывается на основе массы и количества вещества, взятого в недостатке, следовательно, сначала необходимо определить количества веществ нитрата серебра и сульфида натрия: ν (AgNO3) = m (AgNO3)/ М(AgNO3) = 25,5 г / 170 г/моль = 0,15 моль; ν (Na2S) = m (Na2S)/ М(Na2S) = 7,8 г / 78 г/моль = 0,1 моль. Согласно уравнению реакции: на каждые 2 моль AgNO3 требуется 1 моль Na2S (т.е. в два раза меньше), значит: на 0,15 моль AgNO3 » » » » Тогда ν’ моль Na2S. ν’(Na2S) = ½ ∙ 0,15 моль = 0,075 моль, следовательно, сульфид натрия взят в избытке и расчет необходимо вести по количеству вещества AgNO3. Из уравнения реакции следует: ν(Ag2S) = ν (Na2S) = ν (AgNO3)/2 = 0,15 моль/2 = 0,075 моль. Теперь можно определить массу сульфида серебра, выпавшего в осадок: m(Ag2S) = М(Ag2S) ∙ ν(Ag2S) = 248 г/моль ∙ 0,075 моль = 18,6 г. Ответ: масса образовавшегося осадка равна 18,6 г. 15 2.4 Закон кратных отношений Что происходит, если два элемента могут образовывать между собой несколько химических соединений? В 1803 г. великий английский химик в 1803 г. Дж.Дальтон показал: ● Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и туже массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Этот закон подтвердил атомистические представления о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных соотношениях, следовательно, химические соединения различаются на целое число атомов. Они представляют собой наименьшее количество элемента, вступающего в соединение. Например, на 1 г азота в его оксидах N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28; и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5. Однако в случае соединений переменного состава закон кратных отношений неприменим. 2.5 Закон постоянства состава Этот закон был открыт французским ученым Ж.Прустом в 1801 г.: ● Всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. Так, например, сернистый газ можно получить сжиганием серы или действием кислот на сульфиты, или же действием концентрированной серной кислоты на медь. В любом случае молекула сернистого газа будет состоять из одного атома серы и двух атомов кислорода – SO2, т.е. массовое соотношение серы и кислорода всегда равно 1:1. Закон Пруста имел для химии фундаментальное значение – он привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Вещества постоянного состава получили название «дальтониды» в честь Дальтона. Закон постоянства состава также справедлив только для веществ молекулярного строения. В настоящее время известно большое число соединений, не подчиняющихся закону постоянства состава и закону кратных отношений; их называют соединениями переменного состава (чаще всего это - оксиды, сульфиды, 16 нитриды гидриды и т.д.). В таких соединениях на единицу массы одного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Например, состав оксидов титана (II) и (IV) в зависимости от условий синтеза может быть таким: TiO0.8–1.2 и TiO1.9–2.0. Соединения переменного состава получаются за счет дефектов в кристаллической решетке в процессе кристаллизации вещества. Благодаря наличию пустот или избыточных атомов в кристаллической решетке некоторые материалы проявляют много новых интересных свойств, например, полупроводниковые свойства. 2.6 Закон эквивалентов Изучая соотношение масс кислот и оснований, взаимодействующих между собой с образованием солей, И.Рихтер в 1792 – 1800 гг. пришел к выводу, что массы одного вещества, реагирующие с одной и той же массой другого вещества, относятся между собой как простые целые числа. Позднее Д.Дальтон ввел понятие «соединительного веса», которое сейчас заменено понятием эквивалента. ● Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Для решения некоторых задач пользуются другой формулировкой этого закона: ● Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам): mA/mB = ЭА/ЭВ, где mA и mB – массы реагирующих веществ А и В, ЭА и ЭВ – эквивалентные массы этих веществ. 2.7 ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ Закон объемных отношений Гей-Люссака. Гей-Люссак, изучая взаимодействие газообразных веществ, вывел закон: ● Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам получающихся газов как небольшие целые числа. Например, один объем водорода реагирует с одним объемом хлора и получаются два объема хлороводорода: H2 + Cl2 = 2HCl. 17 Закон Авогадро. Объяснил эти простые отношения между объемами газов при химических реакциях итальянский физик А.Авогадро в 1811 г.: ● Равные объемы любых газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул. Это означает, что объем газа при заданных условиях не зависит от химической природы газа, а определяется только числом частиц. Этот закон хорошо объяснял экспериментальные факты. Например, из одного объема хлора и одного объема водорода можно получить два объема хлороводорода только в том случае, если молекулы хлора и водорода «раскалываются» пополам, давая начало двум новым молекулам. А это означает, что молекулы хлора и водорода должны состоять из нескольких атомов, число атомов должно быть четным и минимальное их количество равно двум: H2 + Cl2 = 2HCl. Если согласно закону Авогадро в равных объемах газов при одинаковых условиях имеется одинаковое число молекул, то можно сделать и обратное заключение – одинаковое число молекул любого газа при равных условиях занимает один и тот же объем. С другой стороны, один моль любого вещества содержит одинаковое количество молекул (по определению), следовательно, один моль любого газообразного вещества при одинаковых условиях занимает один и тот же объем. Из законов объемных отношений Гей-Люссака и Авогадро вытекают важные следствия: 1. Объем одного моля любого газа при нормальных условия* составляет 22,4 л (точнее 22,414 л) и называется молярным объемом. В общем виде это можно выразить следующим соотношением: VM = V / ν, где VM – молярный объем, 22,4 л/моль; V – это объем газа, л; ν – количество вещества данного газа, моль. * Нормальными условиями (н.у.) называются следующие: давление 101,3 кПа или 760 мм рт.ст.; температура 0oС или 273 К. 18 Пользуясь этой величиной, можно рассчитать массу заданного объема газа, объем заданной массы газа, наконец, молярную массу газа, если известны объем и масса газа. При этом необходимо знать и физические условия, при которых находится газ. 2. Массы равных объемов двух газов должны относиться друг к другу, как их молекулярные массы: m1/m2 = M1/M2, где m1 и m2 – массы первого и второго газов; M1 и M2 – молярные массы первого и второго газов. Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, которые отличаются от нормальных. Тогда для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются уравнением, которое объединяет газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака: PV /T = PoVo/To, где V – объем газа при давлении Р и температуре Т; Vо – объем газа при нормальных условиях (Ро и То). ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯЧ ЗАДАЧ Задача 1. Вычислить объем следующих газов при нормальных условиях (н.у.), если взято; а) 2 моль азота; б) 56 г азота. Решение. а) Для расчета объема газа через количество вещества используем уравнение : V = VM ∙ ν, тогда V (N2) = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л. Причем, исходя из первого следствия из закона Авогадро, такой объем будут занимать 2 моль любого газа при данных условиях. б) Чтобы воспользоваться этим же уравнением, необходимо сначала рассчитать, какое число молей соответствует 56 г азота (молярная масса азота равна 28 г/моль): ν = m/M = 56 г/28 г/моль = 2 моль, тогда V (N2) = VM ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л. 19 Ответ: а) 2 моль азота занимают объем 44,8 л; б) 56 г азота занимают объем 44,8 л. Задача 2. При одинаковых условиях имеются 1 л водорода и 3 л аммиака. Какое число молекул содержится в данных объемах этих газов? Решение. Так как, один моль любого вещества содержит 6,02∙1023 молекул, атомов или других структурных единиц, а с другой стороны один моль любого газа при н.у. занимают объем 22,4 л, тогда можно определить, сколько молекул содержится в 1 литре водорода при н.у.: 22,4 л водорода содержат 6,02∙1023 молекул 1л водорода содержит N молекул, отсюда N = 1л ∙ 6,02∙1023 молекул/22,4 л = 2,69 ∙1022 молекул водорода. Согласно закону Авогадро в равных объемах различных газов содержится одинаковое число молекул, следовательно, в 1 литре аммиака при тех же условиях также будет содержаться 2,69 ∙1022 молекул, а в трех литрах аммиака, соответственно, в 3 раза больше: N = 3 ∙ 2,69 ∙1022 молекул = 8,08∙1022 молекул аммиака. Ответ: в 1 л водорода содержится 2,69 ∙1022 молекул водорода, а в трех литрах аммиака - 8,08∙1022 молекул аммиака. Задача 3. Какую массу будет иметь азот объемом 30 л при н. у.? Решение. Молярный объем газа при н.у. составляет VM = 22,4 л/моль. В соответствии с формулой VM = V / ν, можно рассчитать количество вещества молекулярного азота V (N2) = VM ∙ ν, где ν = V / VM = 30/22,4 = 1,34 моль. Определяем массу азота: m (N2) = M(N2) ∙ ν(N2), m (N2) = 28 ∙ 1,34 = 37,52 г. Ответ: 30 л азота при нормальных условиях имеют массу 37,52 г. Задача 4. Какой объем займет при температуре 20оС и давлении 250 кПа амммиак массой 51 г? Решение. Объем аммиака при нормальных условиях найдем по формуле Vо = VM ∙ ν(NH3). Определяем количество вещества аммиака: 20 ν (NH3)= m/M(NH3) = 51/17 = 3 моль. Тогда Vо = VM ∙ ν(NH3) = 22,4 ∙ 3 = 67,2 л. Используя формулу PV /T = PoVo/To, выведем из нее формулу для расчета объема газа при условиях, отличных от нормальных: V(NH3) = PoVo T / To P. Подставляем данные из условия задачи: единицы измерения давления и объема можно оставить без изменения; температуру перевести в абсолютные значения по шкале Кельвина: Т = 273 + 20 = 293 К: V(NH3) = 101,3 ∙67,3 ∙293 / 250 ∙273 = 29,2 л. Ответ. При данных условиях 51 г аммиака занимают объем 29,2 л. Задача 5. При температуре 25оС и давлении 99,3 кПа некоторое количество газа занимает объем 152 мл. Определить, какой объем займет это же количество газа при 0оС и давлении 101,3 кПа. Решение. Воспользуемся уравнением, которое объединяет газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака PV /T = PoVo/To, Выведем из него формулу для расчета объема газа при нормальных условиях Vо = PV То/ Po T. Подставляем данные задачи в это уравнение: единицы измерения давления и объема можно оставить без изменения, температуру перевести в абсолютные значения по шкале Кельвина: Т = 273 + 25 = 298 К, тогда Vо = 99,3 кПа ∙152 мл ∙273 К/101,3 кПа∙298 К = 136,5 мл. Ответ: при н. у. (давление 101,3 кПа и температура 0oС) объем 152 мл газа будет составлять 136,5 мл. Задача 6. Определить плотность бромоводорода по водороду и по воздуху. Решение. Для нахождения относительной плотности газа необходимо знать молярные массы этих газов: М(НВr) = 81 г/моль, М(Н2) = 2 г/моль. Воздух – это смесь газов, в основном кислорода и азота. Зная объемные доли этих газов в воздухе, можно рассчитать его среднюю молярную массу. Обычно она принимается равной 29 г/моль. Определяем относительную плотность бромоводорода по воздуху: DH2 (НВr) = M(НВr)/M(Н2); 21 DH2 (НВr) = 81/2 = 40,5. Находим плотность бромоводорода по воздуху: Dвозд (НВr) = M(НВr)/M(возд); Dвозд (НВr) = 81/29 =2,8. Ответ. Плотность бромоводорода по водороду равна 40,5, плотность бромоводорода по воздуху равна 2,8. Задача 7. Имеется газовая смесь, содержащая 35 %(по массе) водорода и 65 % азота. Определить объемные доли газов в смеси. Решение. Пусть масса газовой смеси равна 100 г, тогда массы и количества веществ водорода и азота будут равны: m(H2) = m(см)∙ω(H2) = 100∙0,35 = 35 г; m(N2) = m(см)∙ω(N2) = 100∙0,65 = 65 г; ν (H2) = m(H2) / M(H2) = 35/2 = 17,5 моль; ν (N2) = m(N2) / M(N2) = 65/28 = 2,32. Пусть молярный объем газов при тех условиях, при которых находится смесь, равен VМ = 22,4 л/моль. Тогда объемы газов в смеси составят: V(Н2) = VM ∙ ν(H2) = 17,5 VM; V(N2) = VM ∙ ν(N2) = 2,32 VM . Если газы не вступали в химическое взаимодействие, то объем газовой смеси будет равен сумме объемов этих газов: Vсм = V(Н2) + V(N2) = 17,5 · VM + 2,32 · VM = 19,82 · VM (л). Определяем объемные доли газов: φ(Н2) = V(Н2) / Vсм = (17,5· VM) / (19,82 ·VM) = 0,883 или 88,3 %; φ(N2) = V(N2) / Vсм = (2,32· VM) / (19,82 ·VM) = 0,117 или 11,7 %. Ответ. Объемные доли газов в смеси составляют: 88,3 % водорода и 11,7 % азота. УРАВНЕНИЕ МЕНДЕЛЕЕВА-КЛАПЕЙРОНА Для вычисления молярных масс используют также у р а в н е н и е состо я н и я и д е а л ь н о г о г а з а – уравнение Менделеева-Клапейрона: PV = m/M RT, где Р – давление газа, Па; V – его объем, м3; m – масса газа, г; М – молярная масса газа, г/моль; R – универсальная газовая постоянная, Дж/(моль∙К; Т – абсолютная температура, К. 22 ВЫЧИСЛЕНИЯ ПО УРАВНЕНИЮ МЕНДЕЛЕЕВА-КЛАПЕЙРОНА Пример 1. Вычислить массу 2 л водорода, который находится при 17оС и давлении 95 кПа. Решение. Из уравнения Менделеева-Клапейрона следует, что масса газа будет определяться по формуле: m = PVM/RT, причем в системе СИ газовая постоянная равна 8,314 Дж/моль∙К, тогда давление нужно выразить в паскалях, а объем в метрах кубических: Р = 95000 Па, V = 2∙10–3 м3, Т = 273 + 17 = 290 К, М(Н2) = 2 г/моль. Подставляем эти значения m = 95∙103 ∙2 ∙10∙–3∙2/8.314 ∙ 290 = 0.2958 (г). Ответ: масса двух литров водорода равна 0,2958 г. Пример 2. Масса 344 мл газа при 42оС и 772 мм рт.ст. равна 0,866 г. Вычислить молярную массу газа. Решение. Используя уравнение Менделеева-Клапейрона, выведем формулу для расчета молярной массы: М = m RT/PV. Объем необходимо выразить в метрах кубических: V = 0,344∙10–3 м3, давление в паскалях, для этого сделать расчет: 760 мм рт.ст. – 101 300 Па 772 мм рт.ст. - ? Па, Отсюда: Р = 772 ∙101 300 / 760 = 102 899 Па. Подставляем найденные значения М = 0,866 ∙ 8,314 ∙ 315/ 102 899 ∙ 0,344 ∙10–3 ≈ 64 г/моль Ответ: молярная масса газа составляет 64 г/моль. Проектное задание. При разложении карбоната кальция выделилось 11,2 л углекислого газа. Определить, чему равна масса гидроксида калия, необходимая для связывания выделившегося газа в карбонат. Тест рубежного контроля № 2. 23 Тест содержит 6 заданий , на выполнение которых отводится 15 минут. Выберите наиболее правильный, по Вашему мнению, вариант ответа и отметьте его в бланке ответов любым значком (правильных ответов может быть несколько!) 1. Взаимодействуют 2 г водорода и 14 г кислорода. О реагентах можно сказать, что: а) Н2 в избытке б) О2 в избытке в) Н2 в недостатке г) Реагенты в эквивалентных количествах 2. Сумма коэффициентов реакции Al(OH)3 + HCl равна: (закончить, уравнять и выбрать правильное) а) 4 б) 6 в) 7 г) 8 3. Используя уравнение Менделеева-Клапейрона указать изменение каких величин при постоянстве остальных может увеличить давление газа а) увеличение объема б) уменьшение массы в) увеличение температуры г) уменьшение объема 4. Один грамм какого из газов занимает наибольший объем? (условия одинаковые) а) CH4 б) CO2 в) H2 г) O2 5. Какова молекулярная формула соединения азота с кислородом, если плотность этого газа по водороду равна 15. а) NO б) N2O в) NO2 г) N2O3 6. Смешали равные объемы водорода и хлора. Как изменится объем смеси после протекания реакции: а) не изменится б) увеличится в два раза в) уменьшится в два раза г) увеличится в четыре раза СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ 1. Н.Л. Глинка «Общая химия», Москва, издательство «ИНТЕГРАЛ-ПРЕСС», 2007 г. и другие годы издания. 2. Глинка Н.Л. «Задачи и упражнения по общей химии», Москва, издательство «Интеграл-Пресс», 2004. 3. Н.В. Коровин, Г.Н. Масленникова, Э.И. Мингулина, Э.П. Филиппов «Курс общей химии», Москва, издательство «Высшая школа», 1990 г. 4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия.- М.: Высшая школа. 2002. 24 Вопросы для самоконтроля: 1. Каковы основные положения атомно-молекулярного учения? 2. Что такое молекула, атом, химический элемент? 3. Что такое относительная атомная масса, атомная единица массы (а.е.м.), относительная молекулярная масса? 4. Как формулируется закон постоянства состава? Что такое химическая формула? 5. Что такое количество вещества? Что является мерой количества вещества? Что такое число Авогадро? Что называется молярной массой? Чему равна молярная масса? 6. Сформулируйте закон сохранения массы веществ. Что такое химическое уравнение? Что показывает химическое уравнение? 7. Закон Авогадро. Первое следствие из закона Авогадро. Что такое «нормальные условия»? Что называется молярным объемом? Чему равен молярный объем при н.у.? Второе следствие из закона Авогадро. Чему равна относительная плотность газа по водороду? Чему равна относительная плотность газа по воздуху? 8. Объединенный газовый закон. Универсальная газовая постоянная. 9. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Задачи для самостоятельного решения. 1. Чему равны (в граммах) массы: 1 моль атомов железа; 0,1 моль атомов серебра? 2. Сколько молекул содержится в 1,45 г йода? 3. Какова масса (в граммах) одного миллиона молекул углекислого газа? 4. Определить массу сульфида железа (+2), при взаимодействии которого с соляной кислотой образовалась 400 мл газа при температуре 0оС и давлении 760 мм рт. ст. 5. Вычислить мольную массу газа, если масса 600 мл его при н. у. равна 1,714 г. 6. Вычислить массу одного кубометра воздуха при 17оС и давлении 83, 2 кПа. 7. Какую массу железа можно получить из 2-х кг железной руды, содержащей 94% (масс.) оксида железа (+3)? 8. Относительная плотность неизвестного газа по водороду равна 8. Какова молярная масса этого газа (г/моль)? 9. Объем аммиака при температуре 100°С и давлении 200 кПа составляет 62 л. Чему равны (в граммах) масса аммиака? 10. 10,8 г алюминия сплавили с 22,4 г серы. Чему равно количество вещества образовавшегося сульфида алюминия? 11. Объем образца аммиака при н. у. равен 5,6 л. Чему равны (в граммах) масса аммиака? 12. Кислород объемом 67,2 л (н.у.) полностью прореагировал с кальцием. Количество (моль) полученного оксида кальция составит: 13. Газовая смесь состоит из 2 л водорода при давлении 700 мм рт. ст. и 5 л метана при 840 мм рт. ст. Объем смеси равен сумме объемов взятых газов. Парциальные давления газов в смеси (мм рт. ст.) составят: 25
