Основные понятия химии

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.

ТЕМА 1

Введение

ЛЕКЦИЯ 1

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 ^оС, 1 атм.) бесцветная жидкость со следующими константами: мольная масса 18 г/моль, плотность 1 г/мл (при 4 ^оС), 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 Н₂SО₄содержит 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)1.1)

где m(х) – масса вещества х,

М(х)– 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.

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 ^оС, 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.

ЛЕКЦИЯ 2

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

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 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.

2.1 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, СrO 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), Fe₂О₃– 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, Fe₃О₄стехиометрически 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.

2.2 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⁺ + SО₄²^–;

Н₂СО₃↔ Н⁺ + НСО₃^–(I–ступень),

НСО₃^–↔ Н⁺ + СО₃²^– (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.

2.3Основания – 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).

2.4Соли – соединения диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка.

Например, Аl₂(SО₄)₃→ 2Аl³⁺ + 3SО₄²^–.

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 = MgCl₂ + 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.

3 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.

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.

1.1 Дисперсные системы

Дисперсная система – это система состоящая из двух или более веществ в которой одно или несколько веществ измельчено и равномерно распределено в другом.

Классификация дисперсных систем приведена в таблице 3.1.

Таблица 3.1 – Классификация дисперсных систем

Дисперс ионая 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 Желеорабраз ные студни Твердые суспензии сплавы

Обозначения:

ДС – дисперсионная среда; ДФ – дисперсная фаза;

Г – газ; Ж – жидкость; Т – твердое вещество. Дисперсные системы состоят из сплошной фазы – дисперсионной среды и прерывистой части системы – дисперсной фазы.

Важной характеристикой дисперсных систем является степень дисперсности (D) или степень раздробленности.

D = 1/а, где а – длина или диаметр частицы дисперсной фазы.

С увеличением степени раздробленности резко возрастает площадь поверхности дисперсной фазы, что приводит к увеличению поверхностных явлений на границе раздела фаз.

Дисперсные системы термодинамически неустойчивы и с течением времени разделяются. Применение ПАВ и электролитов позволяет стабилизировать дисперсные системы.

1.2 Коллоидные растворы

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 компонетов коллоидного раствора. Коллоиды, дисперсионная среда которых жидкость, называются коллоидными растворами или золями.

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 (рисунок 3.1).

I — истинный раствор II — коллоидный раствор

(наблюдатель не видит света);(наблюдатель видит свет).

Рисунок 3.1 – Эффект светорассеяния при прохождении луча света через коллоидный раствор

3 Истинные растворы

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.

3.2 Способы выражения состава растворов

Концентрацией раствора называется отношение количества или массы растворенного вещества, содержащегося в растворе, к определенной массе или объему раствора или растворителя.

Приведем наиболее часто употребляемые в химии способы выражения состава раствора:

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

ω(x) = m(х)∕m_{раствора}(3.1)

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

(3.2)

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.

(3.3)

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

Пример – 2М Н₂SО₄или С(Н₂SО₄) = 2 моль/л.

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

(3.4)

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 на 1 кг (1000 г) растворителя

. (3.5)

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

Массовые концентрации (массовая доля, процентная, моляльная) не зависят от температуры. В случае применения объема концентрация раствора будет зависеть от температуры, поэтому её относят к определенной температуре.

3.3 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.