close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

код для вставкиСкачать
Лекции по неорганической химии для студентов
ветеринарного факультета
ВВОДНАЯ ЛЕКЦИЯ
ПЛАН ВВОДНОЙ ЛЕКЦИИ
1.Знакомство с аудиторией, прядок проведения занятий.
2.Введение в курс химии: 5 форм состояния материи, 5 форм движения материи.
3.Основные положения атомно-молекулярного учения. Основные законы химии
Знакомство с аудиторией ( количество часов л.-44, пр.-28.) Ведение тетрадей,
правильность написания лекций, тетради для выполнения контрольных заданий ,
обязательное посещение лекций , практических занятий, как получить допуск на
занятие , обязательное ношение халатов.)
Учебники: Неорганическая химия ХомченкоГ.П. ,Цитович И. К. , методическое
пособие для выполнения домашних заданий (лабораторный практикум , классы
неорганических соединений, методическое пособие по аналитической химии).
2.Пять форм состояния материи. (вещество, поле, антивещество,вакуум,
плазма).5 форм состояния вещества.
3.Законы химии: закон сохранения вещества и энергии, закон постоянства
состава,закон кратных отношений,закон АВОГАДРО, закон эквивалентов.
Единственно что постоянно в нашем мире—это изменения.Всё окружающее нас
даёт многочисленные примеры изменений,происходящих в нас самих и в нашем
окружении. Деревья осенью меняют свой цвет, железо ржавеет, снег тает, картины
растрескиваются, из семян вырастают цветы а поленья сгорают. Мы вырастаем,
стареем. Живые растения и животные подвергаются непрерывным изменениям , и
даже после отмирания растения и животные продолжают изменяться в процессе
распада. Эти изменения давно занимали умы людей и заставляли их глубже
всматриваться в природы, чтобы лучше понять и себя и своё окружение.
Понимание изменений тесно связано с пониманием с пониманием природы и
строения материи. Материя является физическим материалом вселенной; это
нечто занимающее пространство и меняющее массу. Химия как наука имеет
дело с веществом и присходящими с ним изменениями. Поэтому приступив к
изучению химии , мы сразу же обратим своё внимание на вещество. Но
сначала дадим более общую картину мира. Окружающий нас мир существует
независимо от нашего сознания и называется материей.Существует пять
состояний материи: ВЕЩЕСТВО, ПОЛЕ, АНТИВЕЩЕСТВО, ВАКУУМ,
ПЛАЗМА .
Материя находится в постоянном движении. Существует пять
форм движения материи:
Механическая форма →
Физическая форма
Биологическая форма
→ Социальная форма
→
Химическая
форма
Химический процесс—это высшее до чего может подняться неорганическая
природа( Гегель.)
Химия играет важную и положительную роль в жизни современного
общества. Место химии в системе естественных наук определяется для неё
специфической формой движения материи. Для химической формы движения
материи характерно движение атомов внутри молекул – следствие этого
движения – качественное изменение молекул. Носителями химической движения
материи являются атомы, молекулы, ионы, радикалы и другие образования.
Химическая форма движения материи тесно взаимодействует с физической и
биологической формами движения. Химия как наука взаимосвязана и
взаимопроникает в фундаментальные специальные дисциплины. Химия стала
сложной и многогранной. Она подразделилась на несколько дисциплин:
неорганическая, бионеорганическая,
органическая , биоорганическая,
аналитическая и т. д.
ИТАК: Химия — это наука о химических элементах и их соединениях, о
механизме образования молекулы вещества о происходящих в результате
движения атомов изменениях состава и реакционной способности вещества.
АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Научные основы атомно-молекулярного учения были заложены в работах
ученого М.В. Ломоносова , французского химика Лавуазье, английского химика
Дальтона, итальянского физика А. Авогадро и др.
М.В. Ломоносов является
основоположником научной химии т. к. он является основоположником атомномолекулярной теории. Все вещества и их структуры состоят из двух ступеней:
первая-элементы ( в современном представлении- атомы), вторая-карпускулы
(молекулы), т.е. элементно-карпускулярная эквивалентна атомно-молекулярной
теории. Молекулы являются носителями всех физических и химических
свойств, а молекулы состоят из атомов. Все последующие теории развивали
атомно- молекулярное учение. Атомно-молекулярная
концепция
М.В.
Ломоносова является верной, особенно там, где мы имеем дело с веществами
имеющими молекулярное строение. В 1921г. Начинают вводить методы
рентгено-структурного анализа, что дало возможность заглянуть внутрь
вещества. В наше время накоплено много знаний о строении вещества,
например, соли, металлы, сплавы не имеют молекулярной структуры, такие
вещества называются координационными структурами т. е . один атом
координирован относительно другого (NaCl 6Na: 3CL2) ZnS-тетраэдрическая
форма. Молекулы существуют в паро- и газообразном состоянии. Для веществ
имеющих координационную структуру возможен переменный состав. Вещества
,имеющие постоянный состав называются называются дальтонидами а вещества с
переменным составом- бертоллиды (Бертолле). В 18 веке было достигнуто
единство во взглядах на важнейший объект. Этим объектом стал —АТОМ.
Атомистика Дальтона позволила объяснить фундаментальный закон химии—
закон кратных отношений:
Если два химических элемента образуют между собой несколько
химических соединений,
то на одно и тоже количество одного элемента
приходятся определённые количества другого химического элемента, которые
относятся между собой как небольшие целые числа.
Например: азот образует следующие оксиды N2O, NO, N2O3, NO2,
N2O5.
Отношение О⁄N составляет как 16⁄28 : 16⁄14: 48⁄28: 32⁄14: 80⁄28 , получим О,57 :
1,14: 1,71: 2,28:2,85 разделим полученные результаты на наименьшее т.е. на О,57
—О,57⁄О,57 : 1,14⁄О,57 : 1,71⁄О,57 :2,28⁄О,57 :2,85⁄О,57 = 1:2:3:4:5
Результаты
огромного
количества
аналитических
работ
удалось
систематизировать и использовать для решения труднейшей задачи—вывода
формул химических соединений. Для вывода формул соединений необходимо
знать массы атомов, массы молекул.
Закон сохранения массы и энергии
(закон эквивалентности массы и энергии)
Важнейшая особенность химических реакций—постоянство общей массы
веществ, участвующих в реакции—была замечена М. В. Ломоносовым(1798) и
позднее А. Лавуазье. Ломоносов
отметил, что этот
общий
закон
распространяется и на правила движения : тело, которое своим толчком
возбуждает другое к движению, столько же теряет от своего движения,
столько сообщает другому им двинутому. Следовательно, речь идет о
сохранении какой-то величины,, неразрывно связанной с движением. В более
строгой форме закон сохранения энергии был сформулирован в 19 веке.
Одним из основных законов современной физики является закон
эквивалентности массы и энергии (А. Энштейн), согласно которому изменение
массы и энергии на величину Е=ѲмС2 где С=3*1010; С2=9*1020; где С—
скорость света. Отсюда следует, что небольшие изменения массы должны
вызывать значительные энергетические эффекты, т. к. множитель С2=9*1020.
Конечно, небольшие энергетические эффекты химических реакций не могут
привести к значительному изменению массы, поэтому закон сохранения массы
на химических реакциях подтверждается. Ядерные реакции, в которых
энергетический эффект в миллионы раз больше, чем в химических, уже не
соответствуют простому закону сохранения массы и энергии.
Закон постоянства состава. В своё время этот закон сыграл важную
прогрессивную роль. Согласно этому закону химические соединения обладают
постоянным составом, независимо от способов их получения. Но уже в начале
19 века Бертолле высказал сомнения в точности этого закона Как уже
отмечалось, соединения в структуре которых можно выделить молекулы
строго следуют закону Пруста. Эти соединения Н.С. Курнаков назвал
дальтонидами. Вещества состоящие из ионов, образующие ионные кристаллы, а
также кристаллизующие в атомных решётках(J2) не имеют постоянного состава
, это объясняется тем, что, в кристаллах могут разрушаться избыточные атомы
или ионы, некоторые из них могут выпадать или вытеснять атом другой
породы , становясь на его место Все эти Эффекты проявляются в нарушении
точного , отвечающего формулам состава соединения. Такие вещества Н.С.
Курнаков назвал бертоллидами С открытием и утверждением закона
постоянства состава связано понятие — эквивалент.
ЭКВИВАЛЕНТ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Любое вещество состоит из формульных (структурных) единиц или частиц
Формульные единицы (Ф.Е.) в химии- это реально существующие частицы,
такие, как атомы, молекулы, ионы, электроны, радикалы. Физическая величина,
пропорциональная числу формульных единиц, есть количество вещества.
Количество вещества и масса – две независимые физические величины,
являющиеся основными в Международной системе единиц (СИ) Единицей
количества вещества является -моль. Один моль это такое количество вещества,
которое столько ФЕ сколько их содержится 12 г. Углерода изотопа С 12 это число
равно 6.О2х1О23 и
называется постоянной
Авогадро (число
Авогадро)
23
-1
обозначается Na=6.О2х10
моль Кроме ФЕ в химии применяется понятие
эквивалент Эквивалентом называют реальную или условную единицу вещества
которая в реакции замещения одной единице валентности, одному катиону
водорода в кислотно - основной реакции или одному электрону в окислительно –
восстановительных реакциях. Обозначается эквивалент –Эв, где В- формула
вещества. Например Энсl=1HCL ,Мэкв НСL=1х36.5=36.5. Число, обозначающее,
какая доля реальной частицы вещества равноценна одной единице валентности,
одному катиону , одному электрону ,называют фактором эквивалентности £эк
Фактор эквивалентности рассчитывается на основе абсолютной величины степени
окисления элемента или стехиометрических коэффициентов реакции.
РАСЧЕТ ЭКВИВАЛЕНТА И МОЛЯРНОЙ МАССЫ
ЭКВИВАЛЕНТА ЭЛЕМЕНТА
Молярная масса эквивалента определяется как произведение фактора
эквивалентности на молярную массу элемента : Мэк=£эк*М. Следовательно,
молярную массу эквивалента элемента можно рассчитать делением молярной
массы элемента на абсолютную величину степени окисления элемента в
соединении. Мэк(Н)=1г⁄моль.; Мэк(О)=8г⁄моль.Например, определить молярную массу
эквивалента серы в следующих соединениях:
РАСЧЕТ ЭКВИВАЛЕНТА И МОЛЯРНОЙ МАССЫ
ЭКВИВАЛЕНТА КИСЛОТ
В общем виде эквивалент кислот определяется делением молярной массы
кислоты делённой на число атомов водорода (т. е. на основность кислоты ).
Основность кислот определяется числом атомов водорода способных замещаться
на атомы металлов.
На атомы металла способны замещаться только те атомы
водорода которые соединяются с атомом неметалла , образующего кислоту через
кислород. Например, кислоты: НСl, НJ, НВr, СН3СООН — являются
одноосновными, поэтому их эквивалент определяется делением молярной массы
кислоты на единицу и равен соответственно: 36,5⁄1=36,5г⁄моль (НСL); для
НJ→127⁄1=127г⁄моль; кислота HBr её эквивалент равен 81⁄1=81г⁄моль; СН3СООНуксусная кислота является одноосновной ,её эквивалент равен 60⁄1=60г⁄моль.
Двухосновные кислоты :Н2SO4, H2SO3,Н2СО3,Н2S их эквивалент равен
соответственно: 98:2=49 г⁄моль;82:2=41г⁄моль; 62:2=31г⁄моль; 34:2=17г⁄моль.
Следовательно, чтобы определить эквивалент кислот , необходимо молярную
массу кислот разделить на число подвижных ионов водорода : Мк-ты⁄n „H”,где „n”
— число атомов водорода в молекуле кислоты. Значение эквивалента и молярной
массы эквивалента кислоты зависит от характера химического взаимодействия. В
реакции эквивалент кислоты определяется делением молярной массы кислоты на
число замещённых атомов водорода: NaOH + H2SO4= NaHSO4+ H2O в данной
реакции произошло замещение одного атома водорода на атом натрия , поэтому
эквивалент кислоты равен 98⁄1=98г⁄моль.
В реакции где произойдет полное замещение атомов водорода на атомы натрия ,
эквивалент серной кислоты будет равен 49г⁄моль. NaOH +H2SO4=Na2SO4+H2O.
Это объясняет образование средних и кислых солей. Средние соли— продукт
полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла.
Кислые соли— продукт неполного замещения атомов водорода в молекуле
кислоты на атомы металла. Получаются кислые соли при недостатке основания.
Чтобы кислую соль превратить в среднюю необходимо добавить недостающее
количество основания. NaHSO4+ NaOH=Na2SO4+H2O.
РАСЧЁТ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА ОСНОВАНИЯ
Расчёт
молярной массы эквивалента основания определяется делением
молярной массы основания на количество гидроксильных групп. Если определять
фактор эквивалентности
оснований: NaOH; Ca(ОН)2;АL(ОН)3 фактор
соответственно будет равен :1 ; 1⁄2; 1⁄3. Молярная масса эквивалента NaOH=
40⁄1=40г⁄моль;
Са(ОН)2=74⁄2=37г⁄моль;АL(ОН)3=78⁄3=26г⁄моль.
В химических реакциях эквивалент основания определяется делением молярной
массы основания на число замещенных гидроксильных групп на кислотные
остатки:
1)AL(OH)3+1HCL=AL(OH)2CL+H2O;
2)AL(OH)3+2HCL=AL(OH)CL2+H2O;
3) AL(OH)3+3HCL=ALCL3 +H2O; В
результате первых двух реакций образуются основные соли т. к. происходит
неполное замещение гидроксильных групп на кислотные остатки. Таким
образом, основные соли это продукты неполного замещения гидроксильных
групп в молекуле основания на кислотные остатки. Образуются основные соли
при недостатке кислоты, чтобы основную соль превратить в среднюю необходимо
добавить недостающее количество кислоты: AL(OH)2CL +2HCL=ALCL3+H2O.
Следовательно, молярную массу эквивалента основания в реакции можно
рассчитать как произведение фактора эквивалентности основания на молярную
массу основания или деление молярной массы основания на число замещённых
гидроксогрупп.
РАСЧЁТ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА ОКСИДОВ
Значение молярной массы эквивалента оксида рассчитывают с учётом заряда
и числа катионов, входящих в состав молекулы. Фактор эквивалентности оксида
равен единице, делённой на произведение абсолютной величины заряда катиона,
входящего в состав оксида, на их количество. Иными словами, эквивалент оксида
определяется делением молярной массы оксида на удвоенное количество атомов
кислорода, например: эквивалент диоксида углерода равен 11г⁄моль(СО2)молярная масса =4 4г⁄моль; 44⁄4=11г⁄моль.) В реакции эквивалент определяется:
Na2O+2HCL=2NaCL+H2O; 1 моль оксида натрия реагирует с двумя катионами
водорода, следовательно, одному катиону водорода соответствует 1⁄2 молекулы
Na2O , Mэк(N2 O)=1⁄2∙62=31г⁄моль; в реакции: Сr2O3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+3Н2О 1моль
оксида хрома(Cr2O3) реагирует с шестью катионами водорода, следовательно,
одному катиону водорода соответствует 1⁄6 молекулы Сr2O3 т.е
Мэк (Cr2O3)=1⁄6∙152=25,3г⁄моль.NaOH+SO2=NaHSO3 Мэк (SO2) равен 64 г⁄моль т.к.
с одним молем гидроксида натрия реагирует один моль SO2.
РАСЧЁТ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА СОЛИ
Чтобы определить экв соли необходимо М(соли) разделить на число единиц
валентностей металла (число единиц валентностей металла – это произведение
количества атомов металла на валентность металла).Например,AL2(SO4)3—сульфат
алюминия, молярная масса—342г⁄моль, её необходимо разделить на 6 так как в
состав молекулы входит 2 атома алюминия валентность которого равна трём:
2х3=6,и так 342⁄6=57г⁄моль-экв ; Сa3(PO4)2—молярная масса фосфата
кальция=310г⁄моль
число единиц валентности равно 6, молярная масса
эквивалента равна 310⁄6=51,6г⁄моль-экв.В свете ТЭД число единиц валентности –
это произведение величины заряда катиона на число катионов в молекуле соли.
Рассмотрим, как определяется эквивалент и молярная масса эквивалента соли с
учётом химических реакций: CaOHCl+ HCl=CaCl2+H2O в реакции группа ОНзамещается на частицу Сl- . Следовательно, молярная масса эквивалента соли для
конкретной реакции равна произведению фактора эквивалентности на молярную
массу соли или молярной массе соли , деленной на произведение абсолютной
величины заряда частицы , замещённой в молекуле соли на число замещённых
частиц.
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа