Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)

А.Н. Пырко

Общая и неорганическая химия

Курс лекций

Часть I

Минск 2012

УДК 54(075.8)

ББК 24

Автор:

доцент кафедры биохимии и биофизики, канд. хим. наук А.Н. Пырко.

Рецензенты:

Кафедра химии Белорусского государственного педагогического университета имени Максима Танка

Заведующий отделом органической химии ГНУ «Институт физико-органической химии НАН Беларуси, член-корреспондент НАН Беларуси, доктор химических наук, профессор В. И. Поткин

Заведующий кафедрой экологической медицины и радиобиологии, канд. биол. наук, доцент В.Д. Свирид.

Рекомендовано Советом Международного государственного экологического университета им. А.Д. Сахарова, протокол №11 от 21.05.2012 г.

Пырко А. Н.

Общая и неорганическая химия: курс лекций / А. Н. Пырко. Мн. 2012. 259 с.

Издание подготовлено в соответствии с учебными программами курсов «Химия» раздел «Общая и неорганическая химия» и включает курс лекций, список литературы по данному разделу. Предназначен для студентов специальностей: «Медико- биологическое дело», «Экологическая медицина», «Биоэкология» и «Энергоэффективные технологии и энергетический менеджмент».

Ó Пырко А. Н., 2012

Ó Учреждение образования Международный государственный экологический университет им. А.Д. Сахарова, 2012

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно около 47 миллионов индивидуальных веществ, из которых ~ 98% являются органическими, а остальные неорганическими.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Вещество – устойчивая совокупность частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определенными химическими и физическими свойствами.

Атом – наименьшая, химически неделимая частица данного элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Молекулы состоят из атомов. Различным элементам соответствуют различные атомы.

Ион – это частица, образующаяся при отрыве или присоединении электронов к атому или молекуле.

Молекулы атомы и ионы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 117 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре:

Элемент	Cu	Cu	Cl	Cl
Заряд ядра Z
Массовое число A

Химическая формула - это условная запись состава и (или) строения вещества с помощью химических знаков и индексов (формульный индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле. Различают стехиометрические и структурные формулы.

Стехиометрические формулы (формулы состава) отражают качественный и количественный состав веществ, например: СН₄, (NH₄)₂SO₄, Na₂CO₃ · 10H₂O.

Различают простейшие (эмпирические) и молекулярные стехиометрические формулы. Первые показывают в каком соотношении находятся атомы элементов в веществе, а вторые – сколько атомов каждого элемента в молекуле вещества, например, простейшая формула щавелевой кислоты – СО₂Н, а молекулярная - С₂О₄Н₂.

Структурные формулы (формулы строения) отражают порядок соединения атомов в молекулах или атомных кристаллах. Различают сокращенные и развернутые структурные (графические) формулы, например этилового спирта (С₂Н₆О):

Сокращенные формулы, в которых не указаны атомы водорода и углерода углеводородных фрагментов называются скелетными

Формульная единица (ФЕ) вещества – реальная или условная частица вещества, состав которой определяет ее стехиометрическую формулу. К реальным ФЕ относятся атомы и молекулы. К условным ФЕ относятся группы атомов или ионов, входящих в состав веществ немолекулярного строения

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам и называемых аллотропными модификациями, например: О₂ – кислород, О₃ - озон. Простые вещества состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества состоят из атомов различных химических элементов.

Твердые вещества кристаллической структуры имеют различные типы кристаллических решеток. Бывают молекулярные, атомные, ионные и металлические кристаллические решетки. Три последних относятся к веществам немолекулярного строения, и их формульные единицы являются условными частицами. Например, у углерода несколько модификаций (алмаз, графит, карбин), которые различаются различными типами атомных кристаллических решеток, но у всех формульная единица соответствует атому углерода (С). Ионная кристаллическая решетка хлористого натрия состоит из чередующихся анионов хлора (Cl^-) и катионов натрия (Na⁺). Выделить частицу NaCl, являющуюся формульной единицей хлористого натрия можно лишь условно. Кристаллическая решетка оксида кремния (IV) представляет собой чередование химически связанных атомов кремния и кислорода, причем, каждый атом кислорода связан с двумя атомами кремния, а каждый атом кремния – с четырьмя атомами кислорода:

Это атомная кристаллическая решетка. В данном случае формульная единица оксида кремния (IV) соответствует cтехиометрической формуле SiO₂.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы атома изотопа ¹²C - основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = 1/12•m (¹²C) = 1,66057•10^-24 г

Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома ¹²C. Ее значение указано для каждого элемента в таблице периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

A_r(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10^-24 = 4,037 • 10^-23 г

Относительная молекулярная масса (M_r) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода ¹²C.

M_r = m_r / (1/12 m_а(¹²C))

m_r - масса молекулы данного вещества;

m_а(¹²C) - масса атома углерода ¹²C.

M_r = Σ A_r(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом формульных индексов.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С. Это количество равно 6,02•10²³ и называется числом Авогадро ди Кваренья (обозначается N_A).

Так как 1 а.е.м. составляет 1/12 массы атома углерода ¹²С, то масса количества а.е.м. равное числу Авогадро равна 12 • 1/12 = m (1а.е.м.) • N_A = 1,66057•10^-24 г • 6,02•10²³ = 1 г.

Молярная масса (обозначается М) – это масса одного моля вещества, выраженная в граммах (г/моль).

Очевидно, что молярная масса и относительная молекулярная масса вещества равны по величине, но имеют разные единицы измерения:

М (г/моль) = M_r (безразмерная величина),

так как по определению количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02•10²³ (постоянная Авогадро имеет размерность - моль^-1) то:

M = N_A•m(1 молекула) = N_A•Mr•1/12•m (¹²C) = (N_A•1,66057•10^-24 г)•M_r = M_r

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества:

M = m / n

Пример.

Сколько атомов содержится в 2,0013 г гелия?

Молярная масса гелия численно равна относительной атомной, выраженной в граммах – 4,0026 г /моль. Определяем химическое количество вещества в 2,0013 г гелия:

n(Не) = m(Не) / M(Не) = 2,0013г / 4,0026 г/моль = 0,5 моль

Определим число структурных единиц (атомов), используя постоянную Авогадро N_A:

N(Не) = n(Не)•N_A = 0,5•6,02•10²³ = 3,01•10²³

Так как молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, то это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO₃), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на граммы). Например, уравнение реакции: 2Na + Cl₂ = 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моля натрия реагируют с одним молем хлора.

Заряд одного моля элементарных зарядов (протонов, электронов) называется постоянной Фарадея (F) и равен произведению числа Авогадро на величину элементарного заряда:

F = N_A∙ e =6,022•10²³ •1,602•10^-19 = 9,647 •10⁴ Кл •моль^-1

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ

Закон сохранения массы

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. (М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение - это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия ΔE связана с увеличением его массы Δm соотношением ΔE = Δm•c² , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, так как 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10^-11 г и Δm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где ΔЕ в ~10⁶ раз больше, чем в химических реакциях, Δm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Составление химических уравнений включает два этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "→":

N₂O → N₂ + O₂

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2N₂O = 2N₂ + O₂

Расчеты по химическим уравнениям.

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (m_p) к теоретически возможной (m_т), выраженное в долях единицы или в процентах.

h = (m_p / m_т)•100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

Пример 1.Сколько г меди образуется при восстановлении 16 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

Решение

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 16 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu

64 г –– из 80 г

Х –– из 16 г

Х = (16 · 64)/80 = 12,8 г

Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:

12,8 г –– 100% выход (теоретический)

Х г –– 82%

X = (12,8 · 82) / 100 = 10,5 г

Пример 2.Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 20,8 г сульфата натрия?

Решение

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке, поэтому предварительно определим, какое из двух исходных веществ находится в недостатке. Так как количества обоих реагирующих веществ одинаковы и стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции равны единице, то в избытке взято вещество с меньшей молекулярной массой. Это сульфат натрия (M (BaCl₂) – 208 г/моль, M (Na₂SO₄)– 132 г/моль). Рассчитаем его необходимое количество, обозначив за Х: m (Na₂SO₄) –– X.

208 г (1моль) BaCl₂ реагирует с 132 г (1 моль) Na₂SO₄; 20,8 г –– с Х г

X = (20,8 · 132) / 208 = 13,2 г Na₂SO₄

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl₂ израсходуется 13,2 г Na₂SO₄, а дано 20,8 г. Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl₂, взятому в недостатке.

Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO₄. 208 г (1 моль) BaCl₂ образует 233 г (1 моль) BaSO₄; 20,8 г –– Y г

Y = (233 · 20,8) / 208 = 23,3 г

2.2 Закон постоянства состава

Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.

2Cu + O₂ = 2CuO

Cu₂O + 1/2O₂ = 2CuO
Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

Например, если взять 4 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 2 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.

Закон кратных отношений

Если два химических элемента дают несколько соединений, то массовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же массовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.(Д.Дальтон, 1803 г.)

N₂O N₂O₃ NO₂(N₂O₄) N₂O₅

Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5.

Закон объемных отношений

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".(Гей-Люссак, 1808 г.)

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Пример 1.

2NO + O₂ = 2NO₂

При окислении двух объемов оксида азота (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема двуокиси азота, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

Пример 2.При синтезе аммиака из элементов:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)