2014-02-09
1085
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 Н2SО4 содержит 6,02·1023 молекул Н2SО4.
Мольная масса – это масса одного моля вещества.
|
|
|
Например, М(Н2SО4) = 98 г/моль.
Количество молей вещества обозначается n(x) и вычисляется по формуле
| (1.1)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), Fe2 О3– оксид железа(III).
Формулы соединений можно выражать посредством брутто-формул, которые показывают, какие элементы и в каком соотношении входят в состав соединения, а также графических формул, которые показывают не только состав, но и последовательность соединения атомов в соединении. Например, для оксида алюминия: брутто-формула – А12О3,
|
|
|
графическая формула — О=А1–О–А1=О.
Существуют также смешанные оксиды. Например, Fe3О4 стехиометрически состоит из двух оксидов FeО и Fe2О3. В данном соединении FeО проявляет основные свойства, а Fe2О3– кислотные, поэтому этот оксид можно отнести к классу солей Fe(FeО2)2– феррит железа(II). Структурную формулу можно представить следующим образом: О= Fe–О–Fe–О–Fe=О.
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.
2.3 Основания – соединения диссоциирующие в водном растворе на гидроксид-ионы и катионы металла. Например:
Са(OH)2 → Сa2++ 2ОН–;
Fe(OH)2 ↔ FeОН+ + ОН– (I–ступень),
FeОН+ ↔ Fe2+ + ОН– (II–ступень).
Названия оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в родительном падеже. Например:
NaOH – гидроксид натрия,
Fe(OH)3 – гидроксид железа(III).
2.4 Соли – 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 – сульф ат натрия, Nа2SО3 – сульф ит 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)∕mраствора
(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 Н2SО4 или 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 – Сm(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.
